Соединения фтора с металлами

Обновлено: 28.04.2024

Фтори́ды — химические соединения фтора с другими элементами. Фториды известны для всех элементов, кроме гелия, неона и аргона [1] . К фторидам относят как бинарные соединения - ионные фториды (соли фтороводородной кислоты и металлов, ковалентные фториды переходных металлов в высших степенях окисления и фториды неметаллов), так и сложные неорганические соединения (фторангидриды кислот, комплексные фториды, гидрофториды металлов, фторированный графит).

Содержание

Фториды металлов

Фториды щелочных, щелочноземельных металлов и переходных металлов в низших степенях окисления (трифториды редкоземельных элементов и актиноидов, моно- ди- и трифториды d-элементов) имеют ионную структуру и являются солями фтороводородной (плавиковой) кислоты. Для таких ионных фторидов характерны высокие значения энергии кристаллической решетки и, соответственно, высокие температуры плавления и кипения.

При увеличении степени окисления характер связи между фтором и металлом во фторидах переходных металлов становится ковалентным и соответственно изменяются свойства фторидов: так, например, гексафторид урана UF₆ при атмосферном давлении возгоняется при 56,4 °C и под давлением 1,44 МПа плавится при 64 °C.

Координационное число кристаллической решетки фторидов металлов зависит от размера катиона: в случае малого радиуса катиона координационное число равно четырем (например, для BeF₂ с тетраэдрическими окружением анионами фтора катиона бериллия), при увеличении радиуса катиона координационое число увеличивается до шести (например, UF₆ с октаэдрическим оккружением атомами фтора атома урана).

Фториды неметаллов

Фториды неметаллов — жидкости или газы. Получение фторидов может быть выполнено путем взаимодействия фтора с элементами, воздействием фтороводорода на металлы и рядом других способов.

Получение фторидов

Применение

Фториды достаточно широко используются в промышленности:

Один из главных источников получения свободного фтора методом электролиза — фторид кальция (CaF₂).
Некоторые фториды неметаллов применяются в качестве окислителя ракетного топлива (ClF₃, ClF₅).
Для изотопного разделения урана (UF₆).
Для производства оптических стёкол (LiF, MgF₂, CaF₂ и др.).
Для фторирования органических и неорганических соединений (CoF₃, AgF, ClF₅) применяют в качестве газообразного диэлектрика.

Примечания

↑ Однако существует очень нестабильный гидрофторид аргона, распадающийся уже при -256 °C.

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое "Фториды" в других словарях:

ФТОРИДЫ — химические соединения фтора с другими элементами. Фториды большинства металлов (соли фтористоводородной кислоты) кристаллы с высокими температурами плавления, фториды неметаллов жидкости или газы. Фториды используют для получения фтора (флюорит) … Большой Энциклопедический словарь

ФТОРИДЫ — ФТОРИДЫ, соли фтороводорода (HF) или, в более узком смысле, соединения фтора, которые добавляют в питьевую воду или зубную пасту для предотвращения кариеса. Образующийся в результате во внешних слоях зуба фторофосфатный комплекс защищает его и… … Научно-технический энциклопедический словарь

фториды — химические соединения фтора с другими элементами. Фториды большинства металлов (соли фтороводородной кислоты) кристаллы с высокими температурами плавления. Фториды неметаллов жидкости или газы. Фториды используют для получения фтора (флюорит),… … Энциклопедический словарь

Фториды — соединения фтора с другими элементами. Ф. элементов I и II групп преиодической системы Менделеева твердые вещества с ионной связью элемент фтор; Ф. большинства элементов VI VII групп газы с ковалентной связью элемент фтор; соединения,… … Большая советская энциклопедия

ФТОРИДЫ — хим. соединение фтора с др. элементами. Известны для всех элементов, кроме Не и Ne. Выделяют простые, или бинарные, Ф. (в частности, соли фтористоводородной кислоты, ковалентные Ф. металлов и неметаллов, галоген фториды), оксифториды (напр.,… … Химическая энциклопедия

фториды — соединения фтора с другими элементами, напр, фторид урана, служащий для разделения изотопов урана. Новый словарь иностранных слов. by EdwART, , 2009. фториды ов, ед. фторид, а, м. ( … Словарь иностранных слов русского языка

Фториды ксенона — Фториды ксенона бесцветные кристаллы с резким специфическим запахом. Ксенона фториды сильные окислители. Окислительная способность уменьшается в ряду: XeF6>XeF4>XeF2. Фториды ксенона раздражают и обжигают кожу и слизистые… … Википедия

Фториды азота — Фториды азота неорганические летучие соединения азота со фтором. Включают в себя: NF3, N2F2, N2F4. Содержание 1 Физические свойства 2 Химичес … Википедия

Фториды природные — (a. natural fluorides; н. naturliche Fluoride; ф. fluorures naturels; и. fluoruros naturales, fluoruros virgenes, fluoruros nativos) класс минералов, природные соединения элементов Na, K, Ca, Mg, Al, редкоземельных элементов (TR), реже Cs … Геологическая энциклопедия

ФТОРИДЫ ПРИРОДНЫЕ — подкласс минералов, простые и двойные соли фтористоводородной кислоты. Включают св. 20 минералов, главные флюорит и криолит … Большой Энциклопедический словарь

Соединения фторидов

Фториды — общее название соединений фтора (F) и других элементами Таблицы Менделеева.
Не образует соединений с Неоном (Ne), а так же с Гелием (Не).

Соединения фтора разделяют на:

— простые — образованные двумя элементами, (еще называют бинарные соединения);
— оксифториды;
— гидрофториды — соль металла и фтористоводородной кислоты;
— кислоты содержащие фтор;
— комплексные фториды.

Эти соединения повсеместно распространены в окружающей среде и составляют около 0,05% земной коры. В природе элементарный Фтор можно изредка увидеть в виде газовых пузырьков в горных отложениях.

Фториды входят в состав вулканических газов — до 2,5% и термальных вод (до 3,5мг/л). На сегодня естественное усредненное количество соединений фтора в атмосфере порядка 0,05мкг/м3. Они образуются при выветривания минеральных пород, при взаимодействии атмосферного воздуха с поверхностью моря и при вулканической активности.
При вулканической активности в воздух ежегодно попадает до 9 миллионов тонн фторсодержащих веществ.
Соединения над водами мировых океанов имеют годовой вклад фторсодержащик веществ в загрязнение воздушного бассейна не больше 50 тыс. тонн.

Техногенное загрязнение фтора возникает в основном при добыче и переработке алюминиевых руд и производства фосфатных удобрений. А так же другие производства – металлургия, стекольные и пр.

Фтористые соединения почти всех металлов – соли плавиковой кислоты, являются кристаллами с большой температурами плавления.
В основном фтористые соединения применяют для фторирования, получения фторатов, при извлечении алюминия и других материалов из минерального сырья. В изготовлении стекла и в качестве диэлектрика. В ракетостроении и при производстве урана.

Плавиковый шпат (Флюорит), Криолит и Фторапатит

Фтористые соединения металлов:

Криолит (формула Na2NaAlF6).

Так же имеет название гексафтороалюминат натрия.
Название происходит от греческого «крио», означающего камень.
В природе представляет собой минерал с составом Na2NaAlF6.
Подавляющее количество криолита изготавливают искуственно — синтетически (при реакции сульфатов алюминия и Натрия фтористого, или в процессе взаимодействия кремнефтористой кислоты с Al(OH)₃ и Натром едким, и т.п.).
Получают Искуственный криолит натрия, Калиевый криолит и другие соединения.

Флюорит (формула CaF2).

Имеет другое название — плавиковый шпат.
Фторид кальция добывают из горных отложений, где практически отсутствуют другие примеси.
В России Плавиковый шпат добывают в Забайкалье и в Приморском крае.
Основные мировые производители — Мексика, Монголия, ЮАР, Испания и Китай.
Так же месторождения Плавикового шпата есть в Европейской части (Англия, Германия и Франция).

Подавляющее большинство добываемого флюорита идет на производство фтористоводородной кислоты (HF) (именно поэтому второе название этой кислоты – Плавиковая).
Вторая наиболее значительная отрасль потребления плавикового шпата – металлургическая промышленность – как флюс для плавки, например фторалюминат калия.

Фторид алюминия (формула AlF3).

Этот продукт производят взаимодействием оксида алюминия и фтористоводородной кислоты.
Используется для изготовления алюминия; как компонент флюсов, а так же стекол и керамики, для покрытий электродов; при синтезе органических соединений в качестве катализатора.
Для производства искусственного криолита.

Фторид натрия (формула NaF).

В природе встречается в магматических породах и редких минералах.
Получают химическим синтезом.
Используют для очистки металлов, в процессах фторирования, при обогащении и извлечении минерального сырья из алюминиевых руд и других отраслях производства. Для очистки систем подачи и нагрева воды от отложений и накипи.

Фторид лития (формула LiF).

В природе представлен в качестве очень редкого минерала – Грайсита.
Получают при соединении Лития или его щелочи LiOH с плавиковой кислотой или другими фторидами, или их растворами.
Используется в термолюминесцентных дозиметрах. В оптике, электролитах (для синтеза Алюминия и Фтора).

Фторид аммония (формула NH4F) и Бифторид Аммония (формула NH4HF2).

Аммоний фтористый используют для производства соединений других фторидов – лития, алюминия и прочих. Для нефтедобычи, в изготовлении стекла и металлургическом производстве.
Для искусственного синтеза кристаллов аметиста и других.

Калий фтористый кислый (формула КF*HF) и Калий фтористый (

Бифторид калия применяется в очень узком секторе военной промышленности и некоторых технологиях металлургического производства.
Калий фтористый в природе бывает в качестве редкого минерала кароббиита. Применяется в стекольном производстве, при фторировании, для получения Бифторида Калия, в металлургии, в химическом производстве для синтеза различных веществ.

VII группа главная подгруппа периодический таблицы Менделеева (галогены)

К элементам главной подгруппы VII группы периодической таблицы Менделеева относятся элементы с общим названием «галогены»:

Общая характеристика галогенов

От F к At (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns 2 np 5 :

Br – 3d 10 4s 2 4p 5 ;

I — 4d 10 5s 2 5p 5 ;

At – 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Электронная конфигурация фтора и хлора

Электронная конфигурация брома и йода

Нахождение в природе галогенов

Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной коре снижается при увеличении атомного радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в земной коре исчисляется граммами.

Наиболее распространённые соединения фтора — флюорит CaF₂, криолит Na₃AlF₆ и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Бром и иод не образуют индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут накапливаться водорослями.

Способы получения фтора

Фтор получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси HF и KF):

Физические свойства фтора

Фтор при обычной температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и кислороде.

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N₂, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O₂.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в реакции с другими галогенами:

Например, Cl₂ + F₂ → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

С серой

Реакция с серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N₂:

С кремнием

Взаимодействует с кремнием с образованием фторида кремния

C инертными газами

Окисляет ксенон, образуя фторид ксенона:

С металлами

При взаимодействии с металлами образуются фториды:

К, Na, Pb, Feзагораются при обычной температуре на свету. С щелочными металлами реакция протекает со взрывом:

Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:

с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF₂, O₂F₂; пероксид водорода Н₂O₂; кислород, озон, фтороводород:

С кислотами

Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:

С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

С щелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

Реагирует с газообразным аммиаком:

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F₂:

Способы получения хлора

Промышленный способ

Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

Электролиз расплава хлорида натрия:

A(+): 2Cl − ̶ 2e → Cl₂ 0

2Na + + 2Cl − → 2Na º + Cl₂º

Таким образом, получаем:

Электролиз раствора хлорида натрия.

Лабораторный способ

Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

Физические свойства хлора

Хлор Cl₂ при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый газ с резким удушающим запахом.

Cl₂ в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном состоянии встречается только в вулканических газах.

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

С фосфором

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl₂ + Si = SiCl₄ (при нагревании)

Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:

Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

Окисляет сложные вещества:

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ (на свету или кипячении)

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочами хлор диспропорционирует с образованием солей, состав которых зависит от условий проведения реакции:

с холоднымраствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:

с горячимраствором щелочи образуются хлорид и хлорат:

Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

Эти реакции имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO₃ и Са(ClO)₂; хлората калия (бертолетова соль) — КClO₃

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

HC ≡ CH + 2Cl₂ → Cl₂HC — CHCl₂ 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Способы получения брома

Исходное сырьё для получения брома — морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br-

Бром втесняют при помощи хлора:

Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.

Лабораторный способ

В лаборатории для получения брома используют сильные окислители:

Физические свойства брома

В обычных условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

В воде бром растворяется лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H₂O при 20°C). Хорошо растворим во многих органических растворителях.

Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br₂ с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

Химические свойства брома

Химические свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

Бром окисляется более активными галогенами:

Взаимодействие со сложными веществами

диспропорционирует в водном растворе:

3BrO — ↔ BrO₃ — + 2Br —

4BrO — ↔ BrO₄ — + 3Br —

Обесцвечивание бромной воды

Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

в воде SO₂ и H₂S в газообразном и растворенном виде, а также растворимые сульфиты и сульфиды реагируют с бромной водой, обесцвечивая ее:

Обесцвечивание бромной воды непредельными органическими соединениями:

Фенол и анилин также легко взаимодействуют с бромной водой:

Способы получения йода

Йод, также как и бром, извлекают из морской воды, соленых озер, подземных рассолов и буровых вод, где он содержится в виде I — .

Получение свободного йода с помощью различных окислителей, чаще всего газообразного хлора:

Йод можно получить также как и хлор или бром действием различных окислителей (КМnО₄, МnО₂, КСlO₃, КВrО₃, FеСl₃ и СuSO₄) на иодоводородную кислоту:

2 FеC₃ + 2 НI = 2 FeCl₂ + I₂ + 2 НСl

Физические свойства йода

Свободный йод I₂ при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

Среди галогенов I₂ обладает самой меньшей растворимостью в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических растворителях.

Химические свойства йода

Химическая активность йода – наименьшая по сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах (водород, кремний, многие металлы).

Йод-крахмальная реакция

Обнаружить I₂ даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I₂ окрашивается в грязно-синий цвет.

Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

С водородом

Реакция обратима и возможна только при высокой температуре:

При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

С азотом, углеродом, кислородом

С водой

Частично реагирует с водой (реакция диспропорционирования):

С щелочью

Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

C аммиаком

C аммиаком образует аддукт нитрид трииодида:

С иодидами щелочных металлов

Молекулы галогенов присоединяются к иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

С окислителями

Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

C восстановителями

Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H₂S, Na₂S₂O₃ и др. восстанавливают его до иона I − :

Фтор и его соединения

Фтор (Fluorum) – химический элемент VII группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Он относится к галогенам, атомный вес – 18,9984. В свободном состоянии при нормальных условиях двухатомный газ – F₂. Все галогены в свободном состоянии окислители, самый сильный из них фтор. Фтор – газ бледно-желтого цвета с характерным запахом хлора и озона.

Химия фтора отличается специфичностью, проявляющейся главным образом в исключительно высокой реакционной способности фтора и в своеобразии свойств фторсодержащих соединений. Фтор является наиболее химически активным элементом. Он образует соединения со всеми элементами периодической системы, даже с инертными газами (Орлов И.Н., 1998). Фториды металлов в основном твердые вещества с высокими температурами плавления. Фториды щелочных металлов являются типичными солями. Они имеют высокую температуру плавления и кипения и хорошо растворимы в воде. Все щелочные фториды, за исключением соли лития, поглощают фтористый водород с образованием кислых фторидов типа MHF₃, где М- щелочной металл.

Наибольшее значение среди фторидов щелочных металлов имеет фторид натрия. Он представляет собой белый, сыпучий, кристаллический порошок, который обычно получают путем нейтрализации водных растворов фтороводородной кислоты карбонатом или гидроксидом натрия. Фторид натрия широко применяется во флюсах и предлагается для удаления фтористого водорода из отработанных газов.

Фторид кальция - плавиковый шпат (CaF₂). Промышленная добыча фторида ведется из практически мономинеральных жил. В России его получают из месторождений замещения в известняках — в Приморье и Забайкалье. Ведущие мировые поставщики флюорита — Мексика, Монголия, ЮАР, Испания, Китай. Месторождения флюорита имеются также во Франции, Германии, Великобритании. Более половины всего флюорита расходуется в химической промышленности для производства плавиковой кислоты (HF), из которой получают фторированные органические и неорганические вещества, а также искусственный криолит для нужд алюминиевой промышленности. Второй крупнейший потребитель флюорита – черная металлургия, где он используется как флюс в плавильных печах.

Фторид алюминия AlF₃ представляет собой бесцветные кристаллы. Плохо растворим в воде, лучше - в растворах плавиковой кислоты. Применяется как компонент электролита (в количестве 5-7%) в производстве алюминия; входит в состав флюсов, эмалей, стекол, глазурей, керамики, покрытий сварочных электродов; является катализатором в органическом синтезе. Также используется в промышленном производстве криолита.

Фторид натрия (NaF) применяют в производстве Аl и HF (для получения Na₃[AlF₆] и NaHF₂) как компонент составов для очистки и алитирования металлов, флюсов для сварки, пайки и переплавки металлов, стекол, эмалей, керамики, огнеупоров, как компонент кислотоупорного цемента, термостойких смазок, составов для травления стекол, зубной пасты, твердых электролитов и пр.

Фторид лития LiF применяется как материал термолюминесцентных дозиметров рентгеновского и ɤ-излучения, оптический материал, компонент электролитов (при получении Аl и F₂), эмалей, глазурей, керамики, флинака, люминофоров и лазерных материалов, является промежуточным продуктом при получении фторометаллатов.

Фторид аммония NH₄F - бесцветные кристаллы с гексагональной решеткой. Фторид аммония является фторирующим агентом в производстве LiF, BeF₂, A1F₃ и др.; при получении HF через NaHF₂; компонент растворов для очистки котлов и труб от накипи, флюоритовых концентратов - от кварца и кальцита, компонент составов для травления полупроводников, стекла и некоторых металлов, для гидротермального выращивания монокристаллов кварца и аметиста.

Фторид калия хорошо растворим в воде. Применяется в качестве составной части электролитов блестящего никелирования, хромирования, химического полирования и фрезерования нержавеющих сталей и алюминиевых сплавов; для изготовления флюсов и препаратов для выведения ржавых пятен; для получения глифтора, 5-фторурацила, металлического калия, кислотоупорных смазок; для введения фтора в органические соединения.( Фториды вокруг нас)

Фтористый водород HF. Бесцветный газ (жидкость) с резким запахом, при температуре +19,5 0 С сжижается. По плотности близок к плотности воздуха. Неограниченно растворяется в воде, образуя фтористоводородную, или плавиковую кислоту с выделением значительного количества тепла, интенсивно реагирует со многими силикатными материалами, в том числе со стеклом, кварцем, песком (диоксидом кремния). На воздухе дымит вследствие образования с парами воды мелких капель раствора кислоты.

Фтористый водород применяется для получения фреонов, неорганических фторидов, используется в производстве тантала и ниобия, фильтровальной бумаги и угольных электродов, для кислотной обработки нефтяных скважин с целью повышения их производительности, является катализатором ряда органических реакций и антисептиком (дезинфектором) в пивоваренной и винокуренной промышленности, компонентом растворов для травления и полировки металлов, стекла, полупроводников.

Фтористый водород при соединении с водой превращается в плавиковую кислоту. Небольшая её примесь сильно понижает точку замерзания воды. Плавиковая кислота - очень сильная кислота. Она разрушает стекло, взаимодействуя с диоксидом кремния, который находится в составе стекла, с образованием газообразного кремнететрафторида. Плавиковая кислота растворяет некоторые металлы с образованием фторидов. Практически нерастворимы в воде фториды кальция, бария, стронция. Труднорастворимы фториды меди, никеля, кадмия и хрома (III), все остальные фториды, в том числе фторид серебра легкорастворимы.

Плавиковая кислота растворяет цинк и железо, очень медленно свинец, медь и серебро, не реагирует с золотом и платиной. Применение: для разрушения силикатных горных пород, растворения металлов (тантала, циркония, ниобия и др.), катализатор гидрирования, катализатор дегидрирования, катализатор алкилирования в органической химии, реагент в производстве хладонов и фторопластов, исходное вещество для получения фтора, производство фторсульфоновой кислоты

Хранят плавиковую кислоту в парафиновых, хлорвиниловых, платиновых, фторопластовых и полиэтиленовых сосудах, а также в сосудах из органического стекла.

Очень хороша для работы с кислотой фторопластовая посуда. Плавиковую кислоту можно наливать в стаканы, предварительно покрытые слоем парафина. В больших объемах фтороводородную кислоту хранят в стальных герметичных танках и цистернах, а также в баллонах аммиачного типа, имеющих защитную окраску с красной полосой.

Плавиковая кислота ядовита, раздражает дыхательные пути, является сильнейшим водоотнимающим веществом, попадая на кожу, вызывает сильные ожоги и язвы, а при длительной экспозиции – обугливание. Особенно опасно попадание плавиковой кислоты под ногти. Плавиковая кислота может вызвать разъедающее действие на кожу не сразу, а через несколько часов. Дым, образующийся в присутствии аммиака, также ядовит. При отравлении парами плавиковой кислоты делать содовые ингаляции, пить теплое молоко с боржоми, ставить горчичники, банки.

При ожогах плавиковой кислотой немедленно кожу промывают проточной водой в течение нескольких часов до тех пор, пока побелевшая поверхность кожи не покраснеет. Затем накладывают свежеприготовленную 20 %-ную суспензию оксида магния в глицерине.

Плавиковая кислота огнеопасна. Для тушения можно применять воду.

Фторуглероды (перфторуглеводороды) — углеводороды, в которых все атомы водорода замещены на атомы фтора. В названиях фторуглеродов часто используют приставку «перфтор» или символ «F», напр. (CF₃)₃CF — перфторизобутан, или F-изобутан. Низшие фторуглероды — бесцветные газы или жидкости , не растворяются в воде, растворяются в углеводородах, плохо — в полярных органических растворителях. Фторуглероды отличаются от соответствующих углеводородов большей плотностью и, как правило, более низкими значениями температуры кипения. Высшие и особенно полициклические фторуглероды обладают аномально высокой способностью растворять газы, например, кислород, углекислый газ. Получают фторуглероды электрохимическим фторированием углеводородов, фторированием углеводородов в газовой фазе в присутствии CoF₃, либо хлорфторалканов фторидами различных переходных металлов. Фторуглероды могут быть получены также пиролизом полифторалканов при 500—1000 °C или полифторолефинов при 900—1700°C, либо действием цинка на перфториодалканы в среде апротонного полярного растворителя. Перфторуглеводороды - бесцветные газы или жидкости (реже твердые вещества), с необычно низким показателем преломления, высокой плотностью. Мало растворимы в воде. Хорошо растворяют газы (например, кислород). Фторуглероды — диэлектрики, теплоносители, гидравлические жидкости, смазочные масла, низкотемпературные хладагенты, мономеры в производстве фторполимеров, эффективные газопереносящие среды, что позволяет использовать их в качестве искусственной крови. Конденсация перфторуглеводородов используется для пайки печатных плат. Многие фторуглероды трудногорючи, невзрывоопасны, малотоксичны.

Перфторуглеводороды способны создавать сильный парниковый эффект в сотни раз сильнее, чем CO₂( И.Л.Кнунянц, 1983).

Фреоны представляют собой фторсодержащие производные насыщенных углеводородов, которые сегодня часто используются в качестве хладагентов в холодильном оборудовании. На сегодняшний день существует более сорока видов разных фреонов.

Сами по себе фреоны – это бесцветные жидкости или газы, не имеющие запаха.

Физические и химические свойства фреонов:

- растворимы в неполярных органических растворителях;

- плохо растворимы в полярных растворителях и воде;

- не горят на воздухе;

- устойчивы к действию щелочей и кислот;

- при нагревании до температуры больше 250 градусов образуют ядовитый продукт;

- устойчивы к действию кислот и щелочей.

Его избыток является серьезной проблемой, особенно в районах размещения заводов по производству алюминия, где в качестве флюса используют криолит (Na₃AIF₆). Фтор обладает способностью отлагаться в костях человека. Небольшое его количество (1х10 -4 %) в питьевой воде уменьшает вероятность появления кариеса зубов, но избыток может вызвать повреждение эмали на зубах у людей и домашних животных. Большие дозы фтора весьма токсичны и подавляют образование коллагена – фибриллярного белка, составляющего основу соединительной ткани животных (сухожилие, кость, хрящ) и обеспечивающего ее прочность (Танделов Ю.П., 2004).

Читайте также: