Фтороводород

Получение

Лабораторный метод получения фтора

Промышленный способ получения фтора включает добычу и обогащение флюоритовых руд, сернокислотное разложение их концентрата с образованием безводного HF и его электролитическое разложение.

Для лабораторного получения фтора используют разложение некоторых соединений, но все они не встречаются в природе в достаточном количестве, и их получают с помощью свободного фтора.

Лабораторный метод

  • В лабораторных условиях фтор можно получать с помощью показанной установки. В медный сосуд 1, заполненный расплавом KF·3HF, помещают медный сосуд 2, имеющий отверстия в дне. В сосуд 2 помещают толстый никелевый анод. Катод помещается в сосуд 1. Таким образом, в процессе электролиза газообразный фтор выделяется из трубки 3, а водород — из трубки 4. Важным требованием является обеспечение герметичности системы, для этого используют пробки из фторида кальция со смазкой из оксида свинца(II) и глицерина.
  • В 1986 году, во время подготовки к конференции по поводу празднования 100-летия открытия фтора, Карл Кристе открыл способ чисто химического получения фтора с использованием реакции во фтороводородном растворе K2MnF6 и SbF5 при 150 °C:
2K2MnF6+4SbF5→4KSbF6+2MnF3+F2↑{\displaystyle {\mathsf {2K_{2}MnF_{6}+4SbF_{5}\rightarrow 4KSbF_{6}+2MnF_{3}+F_{2}\uparrow }}}

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.

Промышленный метод

Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·2HF (часто с добавлениями фторида лития), который образуется при насыщении расплава KF фтористым водородом до содержания 40—41 % HF. Процесс электролиза проводят при температурах около 100 °C в стальных электролизёрах со стальным катодом и угольным анодом.

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 кислого фторида калия KHF2.

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 шлака при восстановлении металлов из руд и увеличивать текучесть его расплава).

Чем опасен фторгидрид

Нужно отметить, что токсичным является как газообразный, так и жидкий фтористый водород. Код вещества – 0342. Плавиковая кислота обладает также и наркотическими свойствами. На её влиянии на организм человека мы остановимся чуть позже. В классификаторе это вещество, так же как и безводный фторгидрид, находится во втором классе опасности. Это объясняется, прежде всего, способностью соединений фтора легко воспламеняться. В частности, это свойство особенно проявляется у такого соединения, как газообразный водород фтористый, пожаровзрывоопасность которого особенно велика.

Техническая плавиковая кислота

Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fe, Rb, As, кремнефтористоводородную кислоту Н2SiF6, SO2 и др.

Для грубой очистки её перегоняют в аппаратах из платины или свинца, отбрасывая первые порции дистиллята.

Для получения более чистой кислоты техническую кислоту переводят в гидрофторид калия, затем разлагают его нагреванием, растворяя фтористый водород в дистиллированной воде.

Крепкая плавиковая кислота (более 60 % HF) может сохраняться и транспортироваться в стальных ёмкостях, но разъедает стекло. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях требуются сосуды из тефлона, полиэтилена и других пластмасс.

Физические свойства

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

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (85,03 К, −188,12 °C) и плавления (53,53 К, −219,70 °C). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1).

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 — 2P3/2.

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.

Кристаллическая решётка

Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует две кристаллические модификации, стабильные при атмосферном давлении:

  • α-фтор — существует при температуре ниже 45,6 K, кристаллическая решетка моноклинной сингонии,  пространственная группа C 2/c, параметры ячейки a = 0,550 нм, b = 0,328 нм, c = 0,728 нм, β = 102,17°, Z = 4, d = 1,97 г/см3;
  • β-фтор — существует в интервале температур 45,6 ÷ 53,53 K, кристаллическая решетка кубической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм, Z = 8, d = 1,70 г/см3.

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

Ядерные свойства изотопов фтора

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

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.

История открытия

В 17 веке К. Шванквард провел опыт с минералом плавиковым шпатом и сульфатной кислотой. Ученый обнаружил, что в процессе реакции выделяется газ, который начал разрушать пластинку из стекла, прикрывающую пробирку со смесью реагентов. Это газообразное соединение получило название фтористый водород.

Плавиковая кислота была получена в 19 столетии Гей-Люссаком из того же сырья: флюорита и серной кислоты. Ампер своими опытами доказал, что по строению молекулы HF аналогичен хлороводороду. Это касается также водных растворов этих галогеноводородов. Отличия касаются силы кислот: плавиковая – слабая, а хлоридная – сильная.

Применение

Крупный потребитель фтороводородной кислоты — алюминиевая промышленность.

  • Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.
  • Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.
  • В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.
  • Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.
  • Для растворения силикатов при различного рода анализах.
  • В процессе алкилирования, в качестве катализатора в реакции изобутана и олефина.

Химические свойства водорода

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Свойства

Физические свойства

  • Критическая температура фтористого водорода 188 °C, критическое давление 64 атм.
  • Теплота испарения жидкого HF в точке кипения составляет лишь 7,5 кДж/моль (примерно в 6 раз меньше, чем у воды при 20 °C). Это обусловлено тем, что само по себе испарение мало меняет характер ассоциации фтористого водорода (димерная форма, характерная для жидкости, сохраняется и в парах — в отличие от фазового перехода воды).
  • Диэлектрическая проницаемость жидкого фтористого водорода (84 при 0 °C) очень близка к значению д.п. для воды.

Химические свойства

Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

MgO+2HF→MgF2+H2O{\displaystyle {\mathsf {MgO+2HF\rightarrow MgF_{2}+H_{2}O}}}

Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:

HCl+2HF⇄H2Cl++HF2−{\displaystyle {\mathsf {HCl+2HF\rightleftarrows H_{2}Cl^{+}+HF_{2}^{-}}}}
В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид-ионов, например, BF3, SbF5:
BF3+2HF→H2F++BF4−{\displaystyle {\mathsf {BF_{3}+2HF\rightarrow H_{2}F^{+}+^{-}}}}
Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):
3NaF+AlF3→3Na++AlF63−{\displaystyle {\mathsf {3NaF+AlF_{3}\rightarrow 3Na^{+}+^{3-}}}}
(AlF3 — как кислота)
AlF3+3BF3→Al3++3BF4−{\displaystyle {\mathsf {AlF_{3}+3BF_{3}\rightarrow Al^{3+}+3^{-}}}}
(AlF3 — как основание)

Фтороводород в газообразном состоянии и в виде водного раствора реагирует с диоксидом кремния:

При условии, если фтороводород в газообразном состоянии:
4HF+SiO2→SiF4+2H2O{\displaystyle {\mathsf {4HF+SiO_{2}\rightarrow SiF_{4}+2H_{2}O}}}
При условии, если фтороводород в виде водного раствора:
6HF+SiO2→H2SiF6+2H2O{\displaystyle {\mathsf {6HF+SiO_{2}\rightarrow H_{2}+2H_{2}O}}}

Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:

2HF+H2O⇄HF2−+H3O+{\displaystyle {\mathsf {2HF+H_{2}O\rightleftarrows HF_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}
Kd= 7,2·10−4
HF+F−⇄HF2−{\displaystyle {\mathsf {HF+F^{-}\rightleftarrows HF_{2}^{-}}}}
Kd= 5,1
Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) является кислотой средней силы. Соли плавиковой кислоты называются фторидами. Большинство их труднорастворимо в воде, хорошо растворяются лишь фториды NH4, Na, К, Ag(I), Sn(II), Ni(II) и Mn(II). Все соли плавиковой кислоты ядовиты.

Фторсодержащие пластмассы

Наиболее востребованным из них является тефлон (фторопласт – 4). Он был открыт совершенно случайно. Химик-органик Рой Планкетт, занимавшийся синтезом фреонов, обнаружил в баллонах с газообразным четерыххлористым этиленом, хранящимся при аномально низкой температуре, не газ, а белый порошок, жирный на ощупь. Оказалось, что при высоком давлении и низкой температуре тетрафторэтилен полимеризовался.

Это реакция привела к образованию новой пластической массы. Впоследствии её назвали тефлоном. Он обладает исключительной тепло- и морозоустойчивостью. Тефлоновые покрытия с успехом применяют в пищевой, химической промышленности, при производстве посуды с антипригарными свойствами. Даже при 70 оС изделия из фторопласта – 4 не теряют свои свойства. Исключительной является высокая химическая инертность тефлона. Он не разрушается при контакте с агрессивными веществами – щелочами и кислотами

Это очень важно для оборудования, используемого в технологических процессах получения нитратной и сульфатной кислот, гидроксида аммония, едкого натра. Фторопласты могут содержать дополнительные компоненты – модификаторы, такие как стекловолокно или металлы, вследствие чего они меняют свои свойства, например, повышают термостойкость и износоустойчивость

Водород предельно допустимая концентрация

Водород, выделяющийся при электролизе, уже при содержании 0,4 об. % может образовывать с воздухом взрывоопасную смесь. Предельно допустимая взрывобезопасная концентрация водорода в производственном помещении согласно СНиП П-М.2—72 принимается равной 10 % от нижнего предела взры-ваемости, т. с. 0,04 об. %. В связи с этим надлежит предусматривать специальные меры по вентиляции производственного помещения.

Предельно допустимая среднесуточная концентрация на мышьяк (неорганические соединения, кроме мышьяковистого водорода в пересчете на мышьяк) 0,003 мг/м3.

Предельно допустимые концентрации (мг/м3) фтористого водорода 0,05, растворимых фторидов 0,2.

Предельно допустимая концентрация. Всесоюзное совещание по вопросам промышленной вентиляции (20—24 марта 1931 г.) предложило считать допустимой нормой 0,5 мг/л. Опасность острого отравления примесями к А., главным образом фосфористым водородом, при соблюдении этой нормы устраняется, так как даже при наличии в А. 1 % РН3 содержание его в воздухе не превысит 0,0005 мг/л. Возможно ли хроническое отравление даже при таких ничтожных концентрациях фосфористого водорода — еще не ясно. Предельно допустимая концентрация фосфористого водорода составляет 0,0001 мг/л (см. ч. II, Фосфористый водород).

Предельно допустимые концентрации фтористого водорода в атмосфере населенных мест, мг/м3: максимальная разовая — 0,02; среднесуточная — 0,005.

Предельно допустимая концентрация хлористого водорода и соляной кислоты 5 мг/м3.

Предельно допустимая концентрация мышьяковистого водорода в воздухе 0,3 мг/м3.

Предельно допустимая концентрация не установлена. В США для 90% перекиси водорода установлена предельная концентрация 1,4 мг/м3.

Запах фосфористого водорода ощущается при концентрации 2—4 мг/м3; концентрация 10 мг/м3 при многочасовом воздействии может привести к смерти. Предельно допустимая концентрация в рабочем помещении — 0,1 мг/м3.

Кроме того, продукты разделения этого вещества не токоичны. Предельно допустимая концентрация перекиси в питьевой воде — 3 мг/л /§/. Однако, как показали наши исследования, обеззараживающий аффект достигается в среднем 10 мг/л перекиси водорода, что превышает предельно допустимую концентрацию перекиси водорода в питьевой воде (табл.1). В таких концентрациях перекись водорода нестойка и изменяет pH воды.

Содержание цианистого водорода определяют колориметрически по стандартной шкале. Чувствительность метода 0,2 мг/м3. Предельно допустимая концентрация цианистого водорода в воздухе 0,3 мг!м3. Определению мешают ацетаты, сульфиды, сульфиты, фториды.

Выраженный вирулицидный эффект подтверждается экспериментальными данными по инактивации о помощью перекиси водорода виру о ов полиомиэлита /§07. Обеззараживаюпшй эффект перекиси вод» рода в отношении бактерий достигается дозой 3-10 мг/л, в отношении вирусов — 6-10 мг/л, спор — 100 мг/л. Снижение концентрации перекиси водорода в воде до предельно допустимой (3 мг/л) можно осуществить путем фильтрации воды через 30-оантиметровый олой активированного угля или карбоферрогелй.

В Институте коллоидной химии и .химии воды АН УССР предложен метод обеззараживания воды ионами тяжелых металлов путем комплексного использования их о перекисью водорода. Установлено, что в случае обработки воды серебром и перекисью водорода в предельно допустимых концентрациях наблюдается синергидный аффект, т.е.при совместном использовании этих дезинфектантов достигается антимикробный эффект во много раз больший, чем цри использовании их в отдельности. Повышение обеззараживающего дейотвия серебра с перекисью водорода связано, очевидно, о тем, что серебро выступает не только как самостоятельный антимикробный агент, но одновременно является катализатором разложения перекиси водорода, в результате чего антимикробное ее действие значительно усиливается.

Бесцветная, легко подвижная, весьма летучая жидкость с запахом горького миндаля. Хорошо растворима в BOflet органических растворителях. Плотность паров по отношению к воздуху 0,93. Температура кипения 25,5°С, температура замерзания — 14°С. Упругость паров 647,9 мм рт. ст. при 21,4°С. Цианистый водород относится к сильно токсическим соединениям, вызывает параличи дыхательных путей, проникает через кожные покровы. Среднесуточная предельно допустимая концентрация 0,01 мг/м3.

Примечания

  1. Главным образом в эмали зубов
  2. Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия».
  3. Pauling L., Keaveny I., Robinson A. B. J. Solid State Chem., 1970, Vol. 2, Issue 2, p. 225—227.
  4. J. Chem. Phys. 49 (1968) 1902.
  5. Энциклопедический словарь юного химика. Для среднего и старшего возраста. Москва, Педагогика-Пресс. 1999 год.
  6. Гринвуд Н., Эрншо А. «Химия элементов» т. 2, М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008 стр. 147—148, 169 — химический синтез фтора
  7. По данным National Toxicology Program
  8. в виде фторидов и фторорганических соединений
  9. Н. В. Лазарев, И. Д. Гадаскина. «Вредные вещества в промышленности». Том 3, страница 19.

Токсические свойства

Плавиковая кислота ядовита. Возможны острые и хронические отравления с изменением крови и кроветворных органов, органов пищеварительной системы, отёк лёгких.

Обладает выраженным эффектом при вдыхании, раздражающим действием на кожу и слизистые оболочки глаз (вызывает болезненные ожоги и изъязвления); кожно-резорбтивным, эмбриотропным, мутагенным и кумулятивным действием. Ей присвоен второй класс опасности для окружающей среды; чистый фтороводород также принадлежит ко второму классу опасности.

При попадании на кожу в первый момент не вызывает сильной боли, легко и незаметно всасывается, но через короткое время вызывает отёк, боль, химический ожог и общетоксическое действие. Симптомы от воздействия слабо концентрированных растворов могут появиться через сутки и даже более после попадания их на кожу.

При попадании в кровь через кожу связывает кальций крови и может вызвать нарушение сердечной деятельности. Ожоги площадью более чем 160 см2 опасны возможными системными токсическими проявлениями.

Токсичность плавиковой кислоты и её растворимых солей предположительно объясняется способностью свободных ионов фтора связывать биологически важные ионы кальция и магния в нерастворимые соли (). Поэтому для лечения последствий воздействия плавиковой кислоты часто используют глюконат кальция, как источник ионов Ca2+. Пострадавшие участки при ожогах плавиковой кислотой промываются водой и обрабатываются 2,5 % гелем глюконата кальция. Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения. Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция.

Предельно допустимая концентрация (ПДК) плавиковой кислоты:

Вид ПДК максимально разовая (ПДКм. р.) ПДК среднесуточная (ПДКс. с.)
ПДК в воздухе рабочей зоны, мг/м³ (в пересчёте на фтор) 0,5 0,1
ПДК в атмосферном воздухе, мг/м³ (в пересчёте на фтор) 0,02 0,005

Роль плавиковой кислоты в народном хозяйстве

Раствор фтороводорода применяют для производства борфторида аммония, являющегося компонентом флюсов в черной и цветной металлургии. Также его используют в процессе электролиза для получения чистого бора. Плавиковая кислота применяется в производстве кремнефторидов, например, такого как Na2SiF6. Его используют для получения цементов и эмалей, устойчивых к действию минеральных кислот.

Флюаты придают строительным материалам водонепроницаемые свойства

В процессе их применения нужно соблюдать осторожность, так как все кремнефториды токсичны. Водный раствор HF используют также и в производстве синтетических смазочных масел

В отличие от минеральных, они сохраняют вязкость и образуют защитную пленку на поверхности рабочих частей: компрессоров, редукторов, подшипников как при высоких, так и при низких температурах. Большое значение имеет водный фтористый водород в травлении (матировании) стекла, а также в полупроводниковой промышленности, где он используется для травления кремния.

Биологическая и физиологическая роль

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор в основном содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3 — и в костях. Общее содержание составляет 2,6 г, в том числе в костях 2,5 г. Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно.

Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1—2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30—50 %.

Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе промышленных помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Газоанализаторы фтористого водорода

Чтобы выяснить, какие вредные газы и в каком количестве попали в атмосферу, существуют специальные измерительные приборы. Для обнаружения паров HF используют фотоколориметрические газоанализаторы, в которых применяют как лампы накаливания, так и полупроводниковые светодиоды в качестве источников излучения, а фотодиоды и фототранзисторы играют роль фотоприемников. Определение фтористого водорода в атмосферном воздухе проводится еще и инфракрасными газоанализаторами. Они достаточно чувствительны. Молекулы HF поглощают длинноволновые излучения в интервале 1-15 мкм. Приборы, используемые для определения токсичных отходов в атмосферном воздухе и в рабочей зоне промышленных предприятий, фиксируют колебания концентрации HF как в пределах допустимой нормы, так и в единичных экстремальных случаях (техногенные катастрофы, нарушения технологических циклов вследствие повреждений электроснабжения и т. д.). Эти функции выполняют термокондуктометрические газоанализаторы фтористого водорода. Пром. выбросы они дифференцируют на основе зависимости теплопроводности HF от состава газообразной смеси.

Применение

Фтор используется для получения:

  • фреонов — широко распространенных хладагентов;
  • фторопластов — химически инертных полимеров;
  • элегаза SF6 — газообразного изолятора, применяемого в высоковольтной электротехнике;
  • гексафторида урана UF6, применяемого для разделения изотопов урана в ядерной промышленности;.
  • гексафтороалюмината натрия — электролита для получения алюминия электролизом;
  • фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами;

Ракетная техника

Основная статья: Соединения фтора в ракетной технике

Фтор и некоторые его соединения являются сильными окислителями, поэтому могут применяться в качестве окислителя в ракетных топливах. Очень высокая эффективность фтора вызывала значительный интерес к нему и его соединениям. На заре космической эры в СССР и других странах существовали программы исследования фторсодержащих ракетных топлив. Однако продукты горения с фторсодержащими окислителями токсичны. Поэтому топлива на основе фтора не получили распространения в современной ракетной технике.

Применение в медицине

Основная статья: Соединения фтора в медицине

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

Свойства

Физические

Бесцветная легкоподвижная жидкость с резким запахом и обжигающим «уксусным» вкусом. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Для него характерно образование содержащей 38,6 % HF и кипящей при 114 °C азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и tкип 109 °C). Такая азеотропная смесь получается в конечном счёте при перегонке как концентрированной, так и разбавленной кислоты.

При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава Н2О·HF, Н2О·2HF и Н2О·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (tпл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [Н3O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [Н3O][HF2].

Химические

Плавиковая кислота — кислота довольно слабая (средней силы) (константа диссоциации составляет 6,8·10−4, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %). Она разъедает стекло и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF4):

Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; платина, палладий и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.

Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Илья Коршунов
Наш эксперт
Написано статей
134
Добавить комментарий