- Открытие
- Систематическое название
- Физические свойства
- Получение
- Химические свойства
- 1. Взаимодействие с металлами
- Применение
- Токсичность
- Упоминания в литературе
- Большая советская энциклопедия (фт) | страница 4 | онлайн-библиотека
- Василиса явикс — интеллектуальная поисковая система. завтра уже здесь!
- Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона.получают of2 взаимодействием фтора с холодным разбавленным раствором щелочи, иногда реакцией na2o с фтором или воды с фтором в присутствии фторидов щелочных металлов. образуется of2 также при электролизе kh2f3, содержащих воду.
- Литература
- Получение
- Получение дифтордиоксида производится пропусканием электрических искр через эквимолярную смесь фтора и кислорода при низкой температуре (температура жидкого воздуха)
- Применение
- См. также
- Токсичность
- Упоминания в литературе
- Физические свойства
- Фтор и его безумные безумные безумные соединения. часть 1
- Фторид кислорода(ii)
- Фторид кислорода(ii) — wikimodern
- Фторид кислорода, химические свойства, получение
- Фториды галогенов
- Фториды кислорода
- Фториды природные
- Фтористоводородная кислота
- Фтористый водород
- Химические свойства
Открытие
Дифторид кислорода был открыт впервые в 1929 году Полем Лебо и Августином Дамьеном, а спустя некоторое время подробно изучен Руффом и Менцелем.
Систематическое название
В литературе иногда это соединение называют оксидом фтора (F2O). Однако это неверно, так как атом фтора более электроотрицателен, чем кислород, и по правилам IUPAC это соединение должно называться именно фторидом кислорода (OF2). Хотя общая электронная пара практически не смещается от атома кислорода в сторону атома фтора.
Физические свойства
Жидкий фторид кислорода неограниченно смешивается с жидкими озоном, фтором, кислородом. Плохо растворяется в холодной воде (примерно 7:100 по объёму). При этом достаточно хорошо растворяет воздух.
Молекула обладает слабым дипольным моментом, равным 0,3 Дб
Получение
- Получение фторида кислорода(II) до сих пор проводят по так называемому «щелочному» способу пропусканием газообразного фтора в 2 % (0,5 нормальный) водный раствор гидроксида натрия (NaOH). Помимо фторида кислорода(II) в реакции происходит образование перекиси водорода и озона:
2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O
- Возможно также получение фторида кислорода(II) электролизом водного раствора HF.
- При горении воды в атмосфере фтора также частично образуется дифторид кислорода и пероксид водорода. Это происходит за счёт протекания радикальных реакций:
F2 H2O → 2HF O· — инициация свободных радикалов2O· → O2 — доминирующий процессO· H2O → H2O2O· F2 → OF2
Химические свойства
Дифторид кислорода — весьма энергичный окислитель, и в этом отношении напоминает фтор, но реакции с участием фторида кислорода(II) требуют более высокой энергии активации, поскольку на первой стадии происходит образование атомарного кислорода. Термическое разложение фторида кислорода(II) представляет собой мономолекулярную реакцию с энергией активации 41 ккал/моль и начинается только при температуре выше 200 °C.
При растворении в горячей воде подвергается гидролизу. В щелочной среде разложение протекает достаточно быстро.
Смесь паров дифторида кислорода и воды взрывоопасна:
OF2 H2O → 2HF O2
Фторид кислорода(II) не действует на сухое стекло и кварц, но действует (интенсивно) на металлическую ртуть, что исключает применение ртути в приборах с фторидом кислорода(II). На смазку для газовых кранов фторид кислорода(II) действует очень медленно.
1. Взаимодействие с металлами
На меди, платине, золоте, серебре фторид кислорода(II) образует лишь тончайшие защитные пленки фторидов, что позволяет использовать эти металлы в контакте с фторидом кислорода(II) при комнатной температуре.
При повышении температур до 250°C происходит дальнейшее окисление металлов. Наиболее подходящими металлами для работы с дифторидом кислорода являются алюминий и магний.
Нержавеющие стали, никель, монель-металл, магниевомедный сплав (92/8), латунь и медь также мало изменяются в весе при воздействии фторида кислорода(II) в течение 1-1,5 недели при 100 °C.
Применение
Благодаря высокой энергии активации разложения фторида кислорода(II), это соединение можно сравнительно безопасно смешивать с многими углеводородами, водородом, моноокисью углерода и прочими веществами, что чрезвычайно важно в практическом плане использования фторида кислорода(II) в качестве высокоэффективного окислителя ракетного топлива.
Имели значительный успех опыты применения фторида кислорода(II) в газодинамических химических лазерах. Имея лучшие показатели, нежели фтор, фторид кислорода(II) способен занять достойное место в качестве компонента для боевого лазерного оружия высокой мощности.
Токсичность
Фторид кислорода(II) весьма токсичен и по токсичности превышает фосген, он гораздо ядовитей чем фтор, так как вызывает сильнейшее раздражение тканей организма, очень глубоко проникает и растворяется в них (глубже чем фтор), затрудняет дыхание.
Упоминания в литературе
В фантастической новелле Роберта Л. Форварда «Камелот 30К», дифторид кислорода был использован как биохимический растворитель для живых форм Солнечной системы
Большая советская энциклопедия (фт) | страница 4 | онлайн-библиотека
Получить Ф. можно взаимодействием фтора с элементами, действием фтористого водорода на металлы и другими способами.
Широкое применение находят фтористый водород, фториды кислорода, фториды азота. Ф.
хлора ClF3 и ClF5 — окислители ракетных топлив; кроме того, ClF3 служит фторирующим агентом для получения гексафторида урана UF6, применяемого в атомной промышленности для изотопов разделения урана; летучие Ф.
металлов используются для нанесения металлических покрытий. Ф. лития, магния, кальция, стронция, бария и др. металллов применяют в качестве сырья для производства оптических стёкол. См. также Криолит.
Лит. см. при ст. Фтор.
А. В. Пакратов.
Василиса явикс — интеллектуальная поисковая система. завтра уже здесь!
Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2. При нормальных условиях представляет собой бесцветный ядовитый газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость. Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).
Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона.получают of2 взаимодействием фтора с холодным разбавленным раствором щелочи, иногда реакцией na2o с фтором или воды с фтором в присутствии фторидов щелочных металлов. образуется of2 также при электролизе kh2f3, содержащих воду.
O2F2
Диоксидифторид O2F2 – оранжевый ядовитый газ, т. пл. -1540С, т. кип. –570С (с разложением), ∆Нобр0 = 19,2 кДж/моль.
O2F2 сильный окислитель и фторирующий реагент.
Литература
- С.Сарнер. Химия ракетных топлив. изд «Мир», Москва, 1969.г.
- Schmidt E. W.,Harper J. T., Handling and Use of Fluoride and Fluorine-Oxygen Mixtures in Rocket Systems, Lewis Research Center, NASA SP-3037, Cleveland, Ohio, 1967.
Получение
- Получение фторида кислорода(II) до сих пор проводят по так называемому «щелочному» способу пропусканием газообразного фтора в 2 % (0,5 нормальный) водный раствор гидроксида натрия (NaOH). Помимо фторида кислорода(II) в реакции происходит образование перекиси водорода и озона:
2 F 2 2 N a O H → O F 2 2 N a F H 2 O {displaystyle {mathsf {2F_{2} 2NaOHightarrow OF_{2} 2NaF H_{2}O}}} F 2 H 2 O → 2 H F O : {displaystyle {mathsf {F_{2} H_{2}Oightarrow 2HF O:}}} — инициация свободных радикалов с образованием бирадикала O: 2 O :
Получение дифтордиоксида производится пропусканием электрических искр через эквимолярную смесь фтора и кислорода при низкой температуре (температура жидкого воздуха)
Тетраоксидифторид — O4F2, димер диоксигенилфторида O2F. Красно-коричневое твёрдое вещество, диссоциирующее при нагревании выше −191 °C.
Химические свойства
Тетраоксидифторид представляет собой димер радикала диоксигенилфторида FO2·, в температурном диапазоне от −175 до −185 °C радикал и его димер сосуществуют в виде равновесной смеси:
2FO2· ↔ F2O4
Диоксигенилфторид изостеричен озонид-аниону, однако геометрия молекулы ближе к диоксидифториду: связи F-O-O образуют тупой угол, связь O=O диоксигенилфторида (и тетраоксидифторида) значительно короче и прочнее (энергия диссоциации — 463 КДж/моль, длина — 1.217 Å)
И тетраоксидифторид, и диоксигенилфторид реагируют с кислотами Льюиса — акцепторами фторид-аниона, образуя соли диоксигенил-аниона:
O2F BF3 O2 BF4−
Тетраоксидифторид является более сильным окислителем и фторирующим агентом, чем диоксидифторид F2O2[1].
Применение
Благодаря высокой энергии активации разложения фторида кислорода(II), это соединение можно сравнительно безопасно смешивать с многими углеводородами, водородом, моноокисью углерода и прочими веществами, что чрезвычайно важно в практическом плане использования фторида кислорода(II) в качестве высокоэффективного окислителя ракетного топлива.
Имели значительный успех опыты применения фторида кислорода(II) в газодинамических химических лазерах. Имея лучшие показатели, нежели фтор, фторид кислорода(II) способен занять достойное место в качестве компонента для боевого лазерного оружия высокой мощности[источник не указан 1593 дня].
См. также
- Дифторид дикислорода
- Соединения фтора в ракетной технике
Токсичность
Фторид кислорода(II) чрезвычайно токсичен (степень токсичности сопоставима с таковой фосгена), гораздо более ядовит, чем фтор, так как вызывает сильнейшее раздражение тканей организма, очень глубоко проникает и растворяется в них (глубже чем фтор), затрудняет дыхание.
Смертельная доза (LC50) — 1-2 мг/м3*1 час (даже меньше, чем у синильной кислоты).
Упоминания в литературе
В фантастической новелле Роберта Л. Форварда «Камелот 30К», дифторид кислорода был использован как биохимический растворитель для живых форм Солнечной системы.
Физические свойства
Жидкий фторид кислорода неограниченно смешивается с жидкими озоном, фтором, кислородом. Плохо растворяется в холодной воде (примерно 7:100 по объёму). При этом достаточно хорошо растворяет воздух.
Молекула обладает слабым дипольным моментом, равным 0,3 Д.
Фтор и его безумные безумные безумные соединения. часть 1
Фтор и его безумные безумные безумные соединения. Часть 2
Фтор — это что-то полезное для зубов, так? Фтор — желто-зеленый газ, являющийся страшнейшим ядом. Самый электроотрицательный элемент, фтор, настолько реактивен, что способен окислять кислород. Настолько реактивен, что образует устойчивые соединения с ксеноном. Настолько реактивен, что во фторе горят даже вода и платина. Он реагирует со всем, кроме неона и гелия. Ракетчики отказались от него, потому что для реактивных двигателей он слишком реактивный. Слово, кстати, произошло от греческого phthoros — разрушитель. Выделение фтора долгое время представляло собой одну из сложнейших задач химии, оставившую за собой немало гробов и разрушенных взрывами помещений. Но обо всём — по порядку.
Первым в XVI веке был открыт флюорит (CaF2) — минерал, который при добавлении к руде снижал температуру плавления металла, сильно облегчая тех. процесс. Fluo — течь, флуорит заставлял металл течь. Умные ребята подозревали, что в его состав входит неизвестный элемент, заранее прозванный флуорином и сразу попытались его выделить. Однако сверх-реактивный флуорин сразу схватывался с чем попадется — обычно с водородом, поэтому первой открыли плавиковую кислоту (HF). Обнаружил её в 1771 году Карл Шееле по её любопытному свойству — она разъедала стекло.
Плавиковая кислота — вещество с удивительными качествами. Она действует на роговицу глаза примерно как чай на кусочек рафинада. Она обладает уникальной способностью проникать в ткани и оставлять страшные ожоги. И эти ожоги не очевидны немедленно из-за специфического влияния на нервную систему. Жение вы почувствуете далеко не сразу, а вот такой вид (кликайте на свой страх и риск) ваши конечности примут только на следующий день. В первую очередь фтор оприходует в вашем организме магний и кальций. Если удастся пережить сердечный приступ, то позвоночник осыпется вам в трусы уже позже. Однако смельчаки, пытавшиеся выделить фтор в XVIII-XIX веках, доступа к википедии не имели и устанавливали эти занимательные факты на собственной шкуре.
Первого храбреца, сократившего себе продолжительность жизни, экспериментируя со фтором, звали Гэмфри Дэви. Химия в те времена вообще была наукой смелых. Сохранились записи о его опытах по лечению похмелья вином, газированным оксидом азота. Если идея газировки, в которой вместо лимонада – вино, а вместо углекислого газа – веселящий, кажется вам перспективной, то учтите — парень получил тяжелые ожоги слизистых из-за образования во рту азотной кислоты при одном из подобных опытов. В 1812 году он чуть не потерял глаз при взрыве NCl3 в своей лаборатории (трихлорид азота взрывается при ударе, нагреве, контакте с жиром ваших пальцев…).
Но знаменит Дэви именно умением выделять элементы в чистом виде и разлагать вещества, считавшиеся в его время элементарными. Он был одним из первых ученых всерьез занявшихся электролизом, и с его помощью первым получил несколько близких краям периодической таблицы элементов: натрий, калий, хлор, магний, кальций, бор, барий. И после успеха с выделением хлора из соляной кислоты электролизом, сэр Дэви взялся за плавиковую. Химик получил глубокие ожоги пальцев, и едва не лишился зрения благодаря эффекту паров HF. К тому же пришлось отчитываться руководству университета за платиновый электрод, растворившийся в ходе эксперимента. В чистом виде локализовать фтор ему так и не удалось — лишь наблюдать за выделением на аноде немедленно воспламенявшегося газа.
Вслед сэра Дэви за дело взялись братья Нокс (George and Thomas Knox). Ирландцы разогревали соединения фтора в сосудах из СaF2, в основном фториды ртути. Выделившийся газ они собирали в ресиверы из того же СaF2, и подвергали испытаниям разные вещества. Стойким не оказалось ни стекло ни золото. В один прекрасный день им показалось хорошей идеей воздействовать на пары в сосуде с помощью искры. Взрыв с последующим распространением по лаборатории паров HF не заставил себя ждать. Томас Нокс погиб, Джордж лечил последствия отравления три года.
Погибли, отравившись, бельгийский химик P. Louye, французский Jerome Nickels, независимо друг от друга пытавшиеся выделить фтор. Гей-Люссак, над чьей фамилией смеются многие поколения школьников, тоже побывал на краю могилы и серьезно подорвал здоровье, как и его коллеги Луи Тенар и Эдмон Фреми. Впоследствии эти ученые получили название “мученики фтора”. Следующим, незавидной чести вступить в эту группу, удостоился Джордж Гор. О нем расскажем подробнее, так как он уберегся от отравления, зато сумел себя подорвать. Гор вернулся к методу Дэви — электролизу плавиковой кислоты с небольшой поправкой. Он решил работать с чистым фтороводородом. Поясню: плавиковая кислота — водный раствор HF. Пары, ожоги, растворенная роговица, кости в труху — короче, вы помните. HF сам по себе — газ с температурой конденсации 19,5 градусов, и он… гораздо опасней: этакая газообразная кровь Чужого. Продается исключительно в никелевых цилиндрах. Гор экспериментировал с электродами из разных материалов, с одним и тем же результатом — анод прекращал свое бытие либо немедленно при контакте, либо при подаче тока,
“иногда — с опасной стремительностью, порождая осколки, разлетавшиеся с внушительной силой”
— так записал сам Гор. Гор едва не погиб при взрыве в своей лаборатории во время такого эксперимента. Увы, пытаясь решить проблему немедленной реакции фтора со всем и вся, дегидрировав раствор HF, Гор только придал реакциям взрывной характер.
Успех же в деле выделения фтора пришёл к господину по имени Генри Муассан в 1906 году. Муассан понимал — если HF гидрирован, свободный фтор будет немедленно поглощён водородом, причём, вероятно, со взрывом. При этом чистый HF электричество не проводит. Значит надо найти, в чем его таком растворить, с чем он не будет мгновенно реагировать при выделении в чистом виде. Единственные вещества, с которыми фтор не реагирует — это те, с которыми он уже прореагировал. Помните как Ноксы использовали сосуды из СaF2? Так вот, он нашел такой электролит — KHF2. Зная, что ограниченное время платино-иридиевый электрод держится, он приступил к опытам. Слово Муассану:
Я получил фтор из фторсодержащей смеси, которая была добавлена к минералу с низкой точкой плавления, в которой смесь успешно растворилась. Использование электричества произвело фтор на положительном терминале. Трудность состоит в нахождении материала терминала, сопротивляющегося воздействию газа. После некоторых неудач и четырех прерываний работы связанных с тяжелыми отравлениями, нижеследующая конфигурация аппарата продемонстрировала свою пригодность. Два электрода были изготовлены из платино-иридиевого сплава. Они были запечатаны в платиновую U-образную трубку с пробками из минерала флурита (СaF2), которые были запечатаны смолой. U-трубка охлаждалась до температуры -24 градуса Цельсия, чтобы уменьшить действие фтора на платину. При первом опыте газ был приведен в контакт с элементарным кремнием. Произошла немедленная вспышка пламени с формированием газообразного продукта.
При чем тут кремний? Это было убедительное доказательство для ученых коллег. Если в полученном вами газе самовоспламеняется песок — вы имеете дело со фтором. Эксперимент, кстати, был не только опасный, но и весьма недешёвый. При получении одного грамма фтора на этой установке съедалось по шесть грамм платинового электрода. Ирония в том, что быстро выяснилось, что простая медь достаточно хороша — пленка фторидов на поверхности не даёт разъедать её дальше! В награду за успешное выделение фтора Муассан получил Нобелевскую премию и сокращённую продолжительность жизни. Он умер от тяжелого заболевания, вероятно, связанного с многочисленными отравлениями, всего через год, едва став нобелевским лауреатом. Добавлю, что первую демонстрацию работы установки Муассан проводил с чёрной повязкой на поврежденном глазу.
Но довольно о фторе как таковом. Элемент образует еще несколько соединений по сравнению с которыми плавиковая кислота безобидней компота. Представляю вам моего любимца среди них: Фторид хлора(III) (трифторид хлора, ClF3). Википедия на счет этого прекрасного вещества лаконична:
“Сильный окислитель. Бурно реагирует (иногда со взрывом) с большинством органических и неорганических соединений, в частности с водой. Способен воспламенять стекло, поэтому для работы с ним используют посуду из фторопласта или монель-металла.”
Сильный окислитель — слабо сказано. Он не просто сильнее кислорода. Если вы химик, и спецификация производителя на некое вещество проиллюстрирована фотографиями объятых пламенем предметов с подписями “сырой цыпленок при контакте с трифторидом хлора”, а также “контакт загрязненных нитриловых перчаток с трифторидом хлора” — поостерегистесь.
Трифторид хлора воспламеняет любую органику, тефлон, стекло, в нем горит пепел того, что уже было сожжено обычным способом. В нем горят несгораемые материалы: песок, бетон, асбест. Очевидно, любые способы тушения такого пожара совершенно неэффективны, будь то СО2, галон или, не дай бог, вода. Пожар будет источать клубы HF и HCl и прочей нямки. Вот что советует пособие по безопасности от производителя:
В маловероятном случае значительного разлива немедленно эвакуируйте зону и позвоните по экстренной линии компании Air Products. Не предпринимайте никаких попыток исправления ситуации! Внимание! Любая попытка борьбы с разливом может вызвать взрыв!
При этом его вполне можно хранить и транспортировать. В сосудах из никелированной стали образуется защитная пленка фторидов. Конечно, любая ошибка будет вам очень дорого стоить.
Очевидно, мимо такого замечательного вещества не мог пройти мимо сумрачный нацистский гений. Ученые рейха в 30х годах внимательно изучали возможные военные применения трифторида хлора. Было даже организовано промышленное производство этого вещества, получившего кодовое название N-stoff, на секретном полу-подземном заводе-бункере под Бранденбургом. Плановая мощность была определена как 90 тонн в месяц. С большим успехом были проведены испытания огнеметов на трифториде хлора на специально построенных моделях укреплений линии Мажино. Бетон бункеров, горящий при температуре более 2000 градусов, пары сразу нескольких ядовитых веществ, заволакивавшие поле боя — что еще нужно фашисту для счастья? “Земля горит под ногами” в данном случае не метафора, а объективный факт. Слава богу, к 1945 году, когда завод был захвачен Красной армией было произведено не более 60ти тонн. N-stoff никогда не использовался в боевых действиях.
Следующими к трифториду хлора присмотрелись ракетостроители. Нельзя ли использовать его как ракетный окислитель? Слово Джону Кларку, главному химику лаборатории ракетного движения армии США (позже ставшей частью НАСА). Вот что он пишет в своей зажигательной книге, посвящённой ракетному топливу:
Кончено же, он крайне токсичен, но это наименьшая из проблем. Он гиперголичен (самовоспламеняется при контакте — прим. masuk0) к любому известному топливу, и настолько бурно гиперголичен, что никакой задержки зажигания измерить не удалось. А еще он гиперголичен к таким вещам как одежда, древесина и инженеры-испытатели, не говоря уже об асбесте, песке и воде, с которой он реагирует со взрывом. Его можно держать в достаточно обычных материалах как сталь, медь и алюминий, поскольку формируется толстая непроницаемая пленка фторида металла, защищающая его основную массу, подобно тому как невидимая оболочка оксида защищает алюминий от горения в атмосферном воздухе. Тем не менее, если пленка расплавлена или содрана без возможности восстановиться, то оператор столкнется с метал-фторовым пожаром. На этот случай у меня есть единственная рекомендация — обзавестись парой хороших кроссовок.
Отличный совет, Джон! Он наверняка пригодился бы всем сотрудникам ракетной программы США, которые присутствовали при разгрузке контейнера с ClF3 в день, когда бак, охлаждаемый, дабы уменьшить реактивность содержимого, охрупчился и раскололся, выплеснув 2000 фунтов (907 кг) трифторида хлора. 907 кг трифторида хлора, Карл!!! Все вокруг мгновенно воспламенилось, а воздух наполнился парами HF, HCl, Cl2 и прочими вредными для здоровья газами, вызывавшими сильнейшую коррозию всего, что попадалось им на пути. “Бетон был в огне!” — вспоминали очевидцы. Пожар проел 30 сантиметров бетона и 90 сантиметров гравия под ним.
Трифторид хлора нашел свое применение в полупроводниковой промышленности. Там для получения сверхчистых веществ, включая монокристаллы, используют технологию осаждения из газовой формы в сверхчистой камере. Раньше между производственными циклами для очистки этих камер использовали высокотемпературную плазму, выжигая ей все внутри. Оснастка выдерживала не очень много таких циклов. К счастью, оказалось, что эффекта локализованного всеуничтожающего инферно можно добиться и без плазменных фаерболов. Просто запустите внутрь жидкий парок трифторида хлора!
Смею вас заверить, они обращаются с ним очень аккуратно!
Что-то пост уже длинноват, а ученые открыли еще немало безумных безумных безумных соединений фтора. Продолжение следует.
Дисклеймер. Текст мой, развлекательный. Я профессионального отношения к химии не имею. Собрано по материалам блога Derek Lowe «In the Pipeline» и нарыто в интернете , в т.ч. на Википедии.
Фторид кислорода(ii)
- Введение
- 1 Открытие
- 2 Систематическое название
- 3 Физические свойства
- 4 Получение
- 5 Химические свойства
- 5.1 Взаимодействие с металлами
- 6 Применение
- 7 Токсичность
- 8 Упоминания в литературе
Литература
Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2.
Часто используется название оксид фтора и формула F2O, что не совсем верно, так как фтор является окислителем кислорода, а не наоборот. Представляет собой бесцветный газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость.
Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).
Фторид кислорода(ii) — wikimodern
Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2. . При нормальных условиях представляет собой бесцветный ядовитый газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость. Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).
Дифторид кислорода был открыт впервые в 1929 году Полем Лебо и Августином Дамьеном, а спустя некоторое время подробно изучен Руффом и Менцелем.
Фторид кислорода, химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Фториды галогенов
Фтори’ды галоге’нов, соединения фтора с др. галогенами. Известны следующие Ф. г.: CIF, CIF3, CIF5, BrF, BrF3, BrF5, IF, IF5 и IF7. Подробно см. в ст. Межгалогенные соединения.
Фториды кислорода
Фториды кислорода, соединения, содержащие связь О—F, например дифторид OF2, монофторид (диоксофторид) O2F2, нитрат фтора FNO3, перхлорат фтора FClO4. Фтор с кислородом образует в тлеющем разряде смесь стабильных радикалов F—O—O и атомов фтора; при конденсации этой смеси при —96°С образуются высшие фториды кислорода — O2F2, O3F2 и др., стабильные лишь при низких температурах.
Все Ф. к. обладают сильной окислительной способностью.
Дифторид кислорода, OF2 — бесцветный газ с резким специфическим запахом, сильно токсичен; плотность 1,521 г/см3 при — 145°С, tпл — 224°С, tkип — 145°С. OFa медленно разлагается на элементы при температуре около 200°С. Чистый дифторид кислорода не взрывается. Слабо растворяется в воде, подвергаясь гидролизу. Жидкий OF2 неограниченно растворим в жидких фторе, кислороде и озоне. По химическим свойствам OF2 — сильный окислитель; он фторирует металлы при слабом нагревании; с водой, водородом, галогенами реагирует со взрывом при инициировании искрой или при нагревании. OF2 получается фторированием водного раствора едких натра или кали: 2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O, а также электролизом водного раствора HF.
Монофторид кислорода, диоксофторид, оксид фтора, O2F2 — соединение нестабильно. При взаимодействии с льюисовскими кислотами (см. Кислоты и основания) образует соли диоксигенильного катиона O2 , например: O2F2 SbF5 = O2SbF6 1/2F2. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре — 196°С. Применяют в лаборатории как сильный фторирующий и окисляющий агент.
Лит. см. при ст. Фтор.
А. В. Панкратов.
Оглавление
Фториды природные
Фтори’ды приро’дные, класс минералов, природные соединения элементов Na, К, Ca, Mg, Al, редкоземельных элементов (TR), реже Cs, Sr, Pb, Bi, В с фтором. Известно около 35 Ф. п. Различают простые Ф. п.
: группа виллиомита — NaF, флюорита — CaF2, селлаита — MgF2, флюоцерита — (Ce, La) F3, и комплексные, в которых комплексообразователями являются В, Al, Mg, TR, Si, а роль адденда выполняет фтор: группа авогадрита — (К, CS)[BF4], криолита — Na3[AlF6], гагаринита — NaCa [TRF6], нейборита — Na [MgF6], веберита — Na2[MgAlF7], томсенолита — NaCa [AlF6]·H2O, малладрита — Na2SiF6] и др. Наиболее распространён в природе флюорит.
Ф. п. бесцветны или окрашены в светлые тона, прозрачные или просвечивающие, со стеклянным блеском, низкой твёрдостью (2—5 по минералогической шкале), плотностью (2000—3180 кг/м3 исключение составляют фториды редких земель) и весьма низкими показателями преломления (1,30—1,50; у флюоцерита 1,61).
Ф. п. возникают в возгонах вулканов (ферручит, авогадрит, криптогалит, малладрит и др.), встречаются как акцессорные минералы гранитов, щелочных пород и их эффузивных аналогов (флюорит).
Они характерны для поздних стадий развития карбонатитов (флюорит), гранитных пегматитов, грейзенов и гидротермальных образований (флюорит), щелочных гранитов и связанных с ними метасоматитов (криолит, флюоцерит, гагаринит), а также луявритов, фойяитов и уртитов (виллиомит).
Многие алюмофториды возникают при гидротермальном изменении криолита (томсенолит, ральстонит, пахнолит, веберит, хиолит и другие). В зоне окисления по эндогенным Ф. п. часто развиваются гипергенные: геарксутит, кридит, флюеллит, для осадочных толщ характерен флюорит (ратовкит). Практическое значение имеют флюорит и криолит.
Лит.: Минералы. Справочник, т. 2, в. 1, М., 1963.
А. И. Гинзбург.
Фтористоводородная кислота
Фтористоводоро’дная кислота’, плавиковая кислота, водный раствор фтористого водорода HF; фтористый водород смешивается с водой в любых соотношениях. Азеотропная смесь содержит 38,26% HF, tkип 112°С (750 мм рт. ст.), плотность 1,138 г/см3. Ф. к.
реагирует с окислами с образованием фторидов. Растворяет фториды, образуя с ними комплексные соединения; интенсивно реагирует с силикатными материалами (в частности, со стеклом). Применяется как растворитель, служит для травления стекла, а также реагентом для получения фторидов.
Лит. см. при ст. Фтор.
Фтористый водород
Фто’ристый водоро’д, HF, соединение фтора с водородом. Плотность 0,98 г/см3 (12°С), tпл — 83,37°С, tkип 19,43°С.
Выше 19,43°С — бесцветный газ с резким запахом, раздражающим дыхательные пути, ниже этой температуры — бесцветная легкоподвижная жидкость; tkpит 230,2°С, ркрит 9,45 Мн/м2 (94,5 кгс/см2), энтальпия образования — 271 кдж/моль (—64,8 ккал/моль). Молекулы Ф. в.
ассоциированы, степень ассоциации зависит от агрегатного состояния, температуры и давления. В газообразном Ф. в. ассоциаты включают три или четыре молекулы HF. ф. в. смешивается с водой в любых соотношениях. Водный раствор Ф. в. — фтористоводородная кислота.
Химические свойства
Дифторид кислорода — весьма энергичный окислитель, и в этом отношении напоминает по силе свободный фтор, а по механизму окислениия — озон, но реакции с участием фторида кислорода(II) требуют более высокой энергии активации, так как на первой стадии происходит образование атомарного кислорода (как и у озона).
При растворении в горячей воде подвергается гидролизу. При этом образуется фтороводород и обычный кислород. В щелочной среде разложение протекает достаточно быстро.
Смесь паров дифторида кислорода и воды взрывоопасна:
O F 2 H 2 O → 2 H F O 2 {displaystyle {mathsf {OF_{2} H_{2}Oightarrow 2HF O_{2}}}}
https://www.youtube.com/watch?v=IIjRJ1ecyys
Фторид кислорода(II) не действует на сухое стекло и кварц, но действует (интенсивно) на металлическую ртуть, что исключает применение ртути в приборах с фторидом кислорода(II). На смазку для газовых кранов фторид кислорода(II) действует очень медленно.