Флуор(лат. Fluorum), F, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, принадлежи към халогените, атомен номер 9, атомна маса 18,998403; при нормални условия (0 °C; 0,1 Mn/m2 или 1 kgf/cm2) е бледожълт газ с остра миризма.

Естественият флуор се състои от един стабилен изотоп 19 F. Редица изотопи са получени изкуствено, по-специално: 16 F с период на полуразпад T ½< 1 сек, 17 F (T ½ = 70 сек) , 18 F (T ½ = 111 мин) , 20 F (T ½ = 11,4 сек) , 21 F (T ½ = 5 сек).

Историческа справка.Първото флуорно съединение - флуорит (флуорит) CaF 2 - е описано в края на 15 век под името "флуор" (от латински fluo - поток, поради свойството на CaF 2 да прави вискозните шлаки от металургичното производство течни - течаща). През 1771 г. К. Шееле получава флуороводородна киселина. Свободният флуор е изолиран от A. Moissan през 1886 г. чрез електролиза на течен безводен флуороводород, съдържащ добавка на киселинен калиев флуорид KHF 2.

Химията на флуора започва да се развива през 30-те години на миналия век, особено бързо по време и след Втората световна война от 1939-45 г. във връзка с нуждите на ядрената индустрия и ракетната технология. Името "флуор" (от гръцки phthoros - унищожаване, смърт), предложено от А. Ампер през 1810 г., се използва само на руски език; В много страни е прието наименованието "флуор".

Разпространение на флуора в природата.Средното съдържание на флуор в земната кора (кларк) е 6,25·10 -2% от масата; в кисели магмени скали (гранити) е 8·10 -2%, в основни скали - 3,7·10 -2%, в ултраосновни скали - 1·10 -2%. Флуорът присъства във вулканични газове и термални води. Най-важните флуорни съединения са флуорит, криолит и топаз. Общо са известни повече от 80 минерала, съдържащи флуор. Флуорни съединения има и в апатитите, фосфоритите и др. Флуорът е важен биогенен елемент. В историята на Земята източникът на флуор, постъпващ в биосферата, са били продуктите от вулканични изригвания (газове и др.).

Физични свойства на флуора.Газообразният флуор има плътност 1,693 g/l (0°C и 0,1 Mn/m2, или 1 kgf/cm2), течността - 1,5127 g/cm3 (при точка на кипене); t pl -219.61 °C; точка на кипене -188,13 °C. Молекулата на флуора се състои от два атома (F 2); при 1000 °C 50% от молекулите се дисоциират, енергията на дисоциация е около 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Флуорът е слабо разтворим в течен флуороводород; разтворимост 2.5·10 -3 g в 100 g HF при -70 °C и 0.4·10 -3 g при -20 °C; в течна форма, неограничено разтворим в течен кислород и озон.

Химични свойства на флуора.Конфигурацията на външните електрони на флуорния атом е 2s 2 2p 5. В съединенията проявява степен на окисление -1. Ковалентният атомен радиус е 0,72Å, йонният радиус е 1,33Å. Електронен афинитет 3,62 eV, йонизационна енергия (F → F+) 17,418 eV. Високите стойности на електронен афинитет и йонизационна енергия обясняват силната електроотрицателност на флуорния атом, най-големият сред всички други елементи. Високата реактивност на флуора определя екзотермичния характер на флуорирането, което от своя страна се определя от аномално ниската стойност на енергията на дисоциация на флуорната молекула и големите стойности на енергията на връзката на флуорния атом с други атоми. Директното флуориране има верижен механизъм и лесно може да доведе до запалване и експлозия. Флуорът реагира с всички елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Той взаимодейства с кислорода в тлеещ разряд, образувайки кислородни флуориди O 2 F 2, O 3 F 2 и други при ниски температури. Реакциите на флуор с други халогени са екзотермични, което води до образуването на интерхалогенни съединения. Хлорът взаимодейства с флуора при нагряване до 200-250 "C, давайки хлорен монофлуорид ClF и хлорен трифлуорид ClF 3. ClF 5 също е известен, получен чрез флуориране на ClF 3 при висока температура и налягане от 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2 Бромът и йодът се възпламеняват във флуорна атмосфера при обикновени температури, а BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 могат да се получат директно с криптон, ксенон и радон, образувайки съответните флуориди (например XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Ксенонови оксифлуориди също са известни.

Взаимодействието на флуора със сярата е придружено от отделяне на топлина и води до образуването на множество серни флуориди. Селенът и телурът образуват висши флуориди SeF 6 и TeF 6 . Флуорът и водородът реагират при горене; това произвежда флуороводород. Това е радикална реакция с верижно разклонение: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (където HF * и H 2 * са молекули във вибрационно възбудено състояние); реакцията се използва в химическите лазери. Флуорът реагира с азота само при електрически разряд. Въгленът, когато взаимодейства с флуор, се запалва при обикновени температури; графитът реагира с него при силно нагряване и е възможно образуването на твърд графитен флуорид (CF) X или газообразни перфлуоровъглероди CF 4, C 2 F 6 и др. Флуорът реагира с бор, силиций, фосфор и арсен на студено, образувайки съответните флуориди.

Флуорът се комбинира енергично с повечето метали; алкални и алкалоземни метали се запалват в атмосфера на флуор на студено, Bi, Sn, Ti, Mo, W - с леко нагряване. Hg, Pb, U, V реагират с флуор при стайна температура, Pt - при тъмночервена температура. Когато металите реагират с флуор, обикновено се образуват висши флуориди, например UF 6, MoF 6, HgF 2. Някои метали (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагират с флуора, за да образуват защитен филм от флуориди, предотвратявайки по-нататъшна реакция.

Когато флуорът взаимодейства с металните оксиди на студено, се образуват метални флуориди и кислород; Възможно е също образуването на метални оксифлуориди (например MoO 2 F 2). Неметалните оксиди или добавят флуор, например SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, или кислородът в тях се заменя с флуор, например SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Стъклото реагира много бавно с флуора; в присъствието на вода реакцията протича бързо. Водата взаимодейства с флуор: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; в този случай също се образуват OF 2 и водороден пероксид H 2 O 2. Азотните оксиди NO и NO 2 лесно добавят флуор, за да образуват съответно нитрозил флуорид FNO и нитрил флуорид FNO 2 . Въглеродният окис (II) добавя флуор при нагряване, за да образува карбонил флуорид: CO + F 2 = COF 2.

Металните хидроксиди реагират с флуора, за да образуват метален флуорид и кислород, например 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. Водни разтвори на NaOH и KOH реагират с флуор при 0°C, за да образуват OF2.

Металните или неметалните халиди реагират с флуор на студено, като флуорът замества всички халогени.

Сулфидите, нитридите и карбидите лесно се флуорират. Металните хидриди образуват метален флуорид и HF с флуор на студено; амоняк (в пари) - N 2 и HF. Флуорът замества водорода в киселини или метали в техните соли, например HNO 3 (или NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (или NaF); при по-тежки условия флуорът измества кислорода от тези съединения, образувайки сулфурил флуорид, например Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Карбонати на алкални и алкалоземни метали реагират с флуор при обикновени температури; това произвежда съответния флуорид, CO 2 и O 2 .

Флуорът реагира бурно с органични вещества.

Получаване на флуор.Източникът за производство на флуор е флуороводород, който се получава главно или чрез действието на сярна киселина H 2 SO 4 · върху флуорит CaF 2, или чрез обработка на апатити и фосфорити. Производството на флуор се извършва чрез електролиза на стопилката на киселия калиев флуорид KF-(1.8-2.0)HF, който се образува, когато стопилката KF-HF се насити с флуороводород до съдържание от 40-41% HF. Материалът за електролизера обикновено е стомана; електроди - въглероден анод и стоманен катод. Електролизата се извършва при 95-100 ° C и напрежение 9-11 V; Изходът на флуорен ток достига 90-95%. Полученият флуор съдържа до 5% HF, който се отстранява чрез замразяване, последвано от абсорбция с натриев флуорид. Флуорът се съхранява в газообразно състояние (под налягане) и в течна форма (при охлаждане с течен азот) в устройства, изработени от никел и сплави на негова основа (монел метал), мед, алуминий и неговите сплави, месинг, неръждаема стомана.

Приложение на флуор.Газообразният флуор се използва за флуориране на UF 4 в UF 6, използван за изотопно разделяне на уран, както и за производството на хлорен трифлуорид ClF 3 (флуориращ агент), серен хексафлуорид SF 6 (газообразен изолатор в електрическата промишленост), метални флуориди (например W и V). Течният флуор е окислител за ракетни горива.

Широко използвани са множество флуорни съединения - флуороводород, алуминиев флуорид, силикофлуориди, флуоросулфонова киселина (разтворител, катализатор, реагент за получаване на органични съединения, съдържащи групата - SO 2 F), BF 3 (катализатор), органофлуорни съединения и др.

Мерки за безопасност. Флуорът е токсичен, като ПДК във въздуха е приблизително 2·10 -4 mg/l, а ПДК при експозиция не повече от 1 час е 1,5·10 -3 mg/l.

Флуор в тялото.Флуорът постоянно се включва в животинските и растителните тъкани; микроелемент Под формата на неорганични съединения се среща предимно в костите на животни и хора - 100-300 mg/kg; Особено много флуорид има в зъбите. Костите на морските животни са по-богати на флуор в сравнение с костите на сухоземните животни. В организма на животните и човека постъпва предимно с питейната вода, оптималното съдържание на флуор в която е 1-1,5 mg/l. При недостиг на флуор човек развива зъбен кариес, а при повишен прием – флуороза. Високите концентрации на флуорни йони са опасни поради способността им да инхибират редица ензимни реакции, както и да свързват биологично важни елементи. (P, Ca, Mg и други), нарушавайки баланса им в организма. Органичните флуорни производни се срещат само в някои растения (например в южноафриканския Dichapetalum cymosum). Основните са производни на флуорооцетна киселина, токсични както за други растения, така и за животни. Установена е връзка между метаболизма на флуора и образуването на скелетната костна тъкан и особено на зъбите.

Отравяне с флуор е възможно сред работниците в химическата промишленост, по време на синтеза на флуорсъдържащи съединения и при производството на фосфатни торове. Флуоридът дразни дихателните пътища и причинява изгаряния на кожата. При остро отравяне се появяват дразнене на лигавицата на ларинкса и бронхите, очите, слюноотделяне и кървене от носа; в тежки случаи - белодробен оток, увреждане на централната нервна система и други; при хронични случаи - конюнктивит, бронхит, пневмония, пневмосклероза, флуороза. Характерни са кожни лезии като екзема. Първа помощ: изплакване на очите с вода, при кожни изгаряния - напояване със 70% спирт; при инхалационно отравяне - вдишване на кислород. Профилактика: спазване на правилата за безопасност, носене на специално облекло, редовни медицински прегледи, включване на калций и витамини в диетата.

Флуорът е най-лекият член на семейството на халогените, елементи в група 17 (VIIA) на периодичната таблица. Тази група включва също хлор, бром, йод и астат.

кратко описание на

9-те електрона на флуора образуват конфигурацията 1s 2 2s 2 2p 5. Има 2 електрона в запълнената вътрешна обвивка и 7 във външната обвивка, което оставя 1 свободно пространство.

Структурата на флуора го прави най-активния химичен елемент, реагиращ с почти всички вещества. При високи температури и налягания той дори реагира с благородни газове, въпреки че елементите от група 18 (VIIIA), известни също като благородни газове, обикновено не реагират с други вещества.

Флуорът е открит през 1886 г. от френския химик Анри Моасан (1852-1907). Той събра газа чрез пропускане на електрически ток през флуороводород (H 2 F 2).

Потребителите знаят най-много за това какво представлява флуорът от двете му съединения. Двуатомен газ се използва за производството на флуориди, съединения, които се използват от 50-те години на миналия век. включени в пастите за зъби. Те са ефективни за предотвратяване на кариес, поради което дори се добавят към градските водопроводи.

Друга група флуорни съединения са хлорфлуорвъглеводородите (CFC). Те са изключително популярни като аерозолни пропеланти от много години. Въпреки това CFC в горните слоеве на атмосферата реагират с озона (O3). Озоновият слой филтрира вредното ултравиолетово лъчение от слънцето, което е електромагнитно лъчение с дължини на вълните, по-къси от виолетовия спектър и следователно с по-висока енергия от видимата светлина. Следователно производството на CFC вече е забранено.

История на откритието

Химията винаги е била опасна наука. А ранната химия беше смъртоносна професия. Учените работеха с вещества, за които знаеха много малко. Откриването на нови съединения и елементи често имаше трагични последици.

Флуорът е изключително опасно вещество. Опитвайки се да изолират елемента, химиците претърпяха ужасни изгаряния и дори умряха. Флуоридът уврежда меките тъкани на дихателните пътища.

В началото на 1500 г. немският учен Джордж Агрикола (1494-1555) описва флуорит, който той нарича „флуорит“. Тази дума идва от латинския глагол fluere („тече“). Агрикола твърди, че флуорипатът, добавен към разтопените метални руди, ги прави по-течни, което ги прави по-лесни за работа. Германският учен не е знаел, че този минерал съдържа флуор под формата на калциев флуорид (CaF 2).

Флуоритът се превърна в обект на интензивно изследване. През 1670 г. немският стъклар Хайнрих Шванхард открива, че смес от флуор шпат и киселина образува вещество, което може да се използва за ецване на стъкло, химическа реакция, която произвежда матирана повърхност. Този процес се използва за създаване на шарки върху стъкло, както и за създаване на прецизни научни измервателни инструменти.

През 1771 г. шведският химик Карл Вилхелм Шееле (1742-86) открива ново вещество за ецване. Той описва подробно свойствата на флуороводородна киселина (HF). Работата на Шееле допринесе за интензивното изследване на това съединение.

Химиците търсели начини да разградят флуороводородна киселина на нейните компоненти. Те предположиха, че предстои да бъде открит елемент, който не са виждали досега. Те обаче не знаеха какво е флуорид и колко опасен е той. Много изследователи на флуороводородна киселина са станали инвалиди от вдишване на HF газ. Един от тях, белгийският химик Полин Луйе (1818-1850), умира от излагане на това вещество.

Най-накрая през 1888 г. проблемът е решен. Френският химик Анри Моасан приготви разтвор на флуороводородна (HF) киселина в калиев флуорид (KHF 2). След това го охлажда до -23°C и пропуска електрически ток през него. В единия край на апарата се появи газ. Новият химичен елемент е наречен флуор, произлизащ от латинското наименование на флуорипат. Думата „флуор“ е въведена от Андре Ампер през 1810 г. То е от гръцки произход и означава „унищожение“.

Физични свойства

Флуорът е бледожълт газ с плътност 1,695 g/l. Това го прави около 1,3 пъти по-плътен от въздуха. Флуорът преминава в течно състояние при температура от -188,13 °C и в твърдо състояние при -219,61 °C. Веществото има силна специфична миризма, подобна на миризмата на хлор и озон, забележима дори в много малки количества - до 20 части на милиард. Това свойство е много полезно за тези, които работят с флуор - газът може да бъде открит и да се избегнат вредните ефекти, когато влезе в помещението.

Химични свойства

Енергията на свързване на F 2 е много по-ниска от тази на Cl 2 или Br 2 и е идентична с водородния пероксид. Високата електроотрицателност причинява дисоциация, висока реактивност и силни химични връзки на флуора с други атоми. Лесно се комбинира с всеки друг елемент с изключение на хелий, неон и аргон. Флуорът реагира с повечето съединения, често много активно. Например, когато се смеси с вода, възниква експлозия. Поради тези причини трябва да се обърне специално внимание в лабораторията.

Да бъдеш сред природата

Елементът флуор не се среща в свободно състояние. Най-разпространените флуоридни минерали са флуорипат, флуорапатит и криолит. Апатитът е сложен минерал, съдържащ основно калций, фосфор и кислород, обикновено в комбинация с флуор. Криолитът е известен още като гренландски шпат, тъй като остров Гренландия е единственият търговски източник на този минерал. Състои се главно от натриев алуминиев флуорид Na 3 ALF 6.

Основните световни производители на суровини за производство на флуор са Китай, Мексико, Монголия и Южна Африка. Съединените щати някога са добивали малки количества флуорид, но последната мина е затворена през 1995 г. и страната започва да внася флуоридни руди.

Флуорът се намира в изобилие в земната кора. Делът му се оценява на приблизително 0,06%. Това го прави около 13-ия най-разпространен елемент в земната кора, което е приблизително същото като манган или барий.

Какво е флуорид-19?

Химическият елемент има само един естествено срещащ се изотоп, 19 F. Изотопите са друга форма на елемент, която се различава по масово число, което съответства на броя на протоните и неутроните в ядрото на атома. Броят на протоните определя елемента, но броят на неговите неутрони може да варира. Освен това всяка вариация представлява изотоп. Флуор-19 има високо жиромагнитно съотношение и изключителна чувствителност към магнитни полета. Тъй като е единственият стабилен изотоп, той се използва в ядрено-магнитен резонанс.

Известни са 17 радиоактивни изотопа на флуора. От тях най-стабилният е 18 F. Неговите ядра се делят с период на полуразпад от 109,77 минути. 18 F понякога се използва за медицински изследвания. Веднъж попаднал в тялото, флуорът се придвижва главно към костите. Наличието му може да се установи по радиацията, която излъчва. Радиационната картина ви позволява да определите състоянието на костната тъкан. Флуорид-18 понякога се използва по начин, подобен на изследването на мозъчната функция.

Получаване, дефиниране, използване

Промишленото производство на флуор се основава на метода Moissan. Електрически ток от 8-12 V преминава през смес от HF и KF, за да се образуват H2 и F2.

Определянето на флуор в разтвори се извършва чрез потенциометрия, т.е. измерване на електродния потенциал. Електродната мембрана е изработена от монокристален LaF 3, легиран с дифлуориди на благородни метали.

В елементарно състояние флуорът се използва относително малко. Той е твърде активен за това. Използва се в ракетно гориво, осигурявайки горене подобно на кислорода. Най-търсени, когато са вързани. Флуоридите са съединения на флуор с метал. Примери за това са натриев флуорид (NaF), калций (CaF 2) и калай (SnF 2).

Защита на зъбите

Флуоридът се съдържа в пастите за зъби. Изследванията показват, че малки количества флуорид могат да помогнат за намаляване на случаите на кариес. Те се отлагат, когато се образува нов зъбен материал, което го прави здрав и устойчив на кариес.

В някои градове флуорът се добавя към водоснабдяването. Правейки това, властите се надяват да подобрят здравето на зъбите на жителите на града. Най-облагодетелствани са младите хора, чиито зъби все още се развиват. Процесът на добавяне на флуорид към водата се нарича флуориране. Твърде много флуорид във водата причинява потъмняване на зъбите и трайно оцветяване.

Полза или вреда?

Някои се тревожат за дългосрочното въздействие на флуорида в обществените водоснабдителни системи върху общественото здраве. Те показват, че флуоридът е смъртоносна отрова и че неговите съединения също могат да бъдат токсични. Вярно е, че F 2 е много опасен, но свойствата на съединенията се различават от елементите, които ги съставят. Така че тревогата е неоснователна.

Силната, характерна миризма на флуор позволява да се открият течове и да се избегне контакт.

Флуоридите обикновено са опасни само в големи дози. Тяхната концентрация във водата обикновено е много ниска, само няколко части на милион. Повечето дентални и здравни експерти смятат, че такъв флуорид е полезен и не представлява заплаха за човешкото здраве.

Тефлон

Случайните открития играят голяма роля в научните изследвания. Пример за успешен и много печеливш инцидент е материалът тефлон, пластмаса, произведена от DuPont Chemical Company. Превърнал се е във важен търговски продукт, защото почти нищо не се задържа по него. Днес всеки има тигани, чиято вътрешна повърхност е покрита с този материал, тъй като храната не гори по време на готвене. Освен това тефлоновите тигани не изискват растително или животинско масло.

Тефлонът е случайно открит през 1938 г. от химика на DuPont Рой Планкет (1911-1994), който разработва хлорофлуоровъглероди (CFC). Той искаше да знае какво ще се случи, ако смеси тетрафлуоретилен (TFE) C 2 F 4 с перхлорна киселина. За да проведе експеримента, той настрои оборудването по такъв начин, че газообразният TFE трябваше да тече в контейнер с HCl. Но когато отвори вентила, нищо не се случи. Планкет можеше да изхвърли съда, но не го направи. Вместо това, химикът го разряза и установи, че TFE се е полимеризирал в една маса, което означава, че хиляди отделни TFE молекули са се комбинирали в една, наречена политетрафлуоретилен (PTFE).

Планкет изстъргва получения бял прах и го изпраща на учени от DuPont, които разработват изкуствени влакна. Те изучават новия материал и откриват незалепващите му свойства. Скоро започнаха да се разработват редица приложения за новия материал.

DuPont създава търговска марка Teflon през 1945 г. и пуска първите си продукти година по-късно. Оттогава незалепващите покрития са станали често срещани върху съдовете за готвене, а тефлонът се появява в спрейове за печене и като средство за защита от петна по тъкани и текстил.

Хлорфлуорвъглеводороди

Елементът флуор се използва и при производството на фреони. Хлорфлуорвъглеродите са открити в края на 20-те години на миналия век от американския инженер-химик Томас Мидгли младши (1889-1944). Тези съединения имат редица интересни свойства. Те са много стабилни и не се развалят при използване в индустрията. Фреонът се използва широко в климатични системи и хладилници, като почистващи агенти, в аерозоли и в специализирани полимери. Производството на фреон нараства от 1 хил. тона през 1935 г. до повече от 300 хил. тона през 1965 г. и 700 хил. тона през 1985 г.

Въпреки това до средата на 80-те години на ХХ век. Изследванията показват, че тези съединения увреждат озоновия слой, който се намира на 20 до 50 км над повърхността на Земята и е важен за живота на нашата планета, тъй като я предпазва от вредното ултравиолетово лъчение от слънцето. Това доведе до постепенно спиране на производството и употребата в повечето страни по света. Появиха се нови, щадящи земята материали, които замениха CFC.

Защита на всички живи същества

CFC са били популярни индустриални химикали, защото са трудни за разграждане. Дълго време тези вещества се използват в климатици и хладилници като агент, който пренася топлината към външното пространство. Но учените разбраха, че CFC представляват заплаха за озоновия слой, защото се разграждат. Как е възможно? Винаги има възможност за изтичане на хладилен агент от климатици и хладилници. CFC са газове или течности, които лесно се изпаряват и се издигат в атмосферата. В крайна сметка те достигат до озоновия слой.

На тази надморска височина фреоните се разрушават от интензивна слънчева радиация. Молекула, която е стабилна на земята на голяма надморска височина, губи това качество. При разрушаването му се отделя хлорен атом, който може да реагира с O 3 . Озонът филтрира вредното лъчение от слънцето, което причинява тежки слънчеви изгаряния и рак на кожата. Кислородът не е способен на това. Колкото повече фреони в атмосферата, толкова повече хлорни атоми има. Колкото повече хлорни атоми, толкова по-малко озонови молекули и толкова повече ултравиолетова радиация достига земната повърхност, оказвайки отрицателно въздействие върху човешкото здраве.

До средата на 80-те години имаше доказателства, че CFC увреждат озоновия слой. Това е, което убеди политиците да забранят по-нататъшното производство и употреба на хлорфлуорвъглеводороди.

Въздействие върху човешкото здраве

Флуорът е химичен елемент, който може да бъде много опасен. При вдишване в малки количества причинява силно дразнене на дихателната система (нос, гърло и бели дробове). В големи количества може да причини смърт. Най-високата допустима доза флуор е 1 част на милион части въздух за 8 часа.

Унищожение и смърт. Така се превежда името от гръцки флуорид. Името е свързано с историята на откриването му. Десетки учени бяха ранени или загинаха, опитвайки се да изолират елемента, за чието съществуване Шееле пръв предположи. Той получава флуороводородна киселина, но не успява да извлече от нея ново вещество - флуор.

Името е свързано с минерала - основата на флуороводородна киселина и осн източник на флуорид. Братята Нокс от Англия и Гей-Люсак и Тенар от Франция също се опитаха да го получат чрез електролиза. Те починаха по време на експериментите.

Дейви, който откри натрия, калия и калция, се свърза с флуория, беше отровен и остана инвалид. След това научната общност преименува елемента. Но наистина ли е толкова опасно извън химическите лаборатории и защо е необходимо? На тези въпроси ще отговорим допълнително.

Химични и физични свойства на флуора

Флуорсе нарежда на 9-то място в. В природата един елемент се състои от един стабилен нуклид. Това е името, дадено на атомите, чийто жизнен цикъл е достатъчен за наблюдения и научни изследвания. Тегло флуорен атом– 18 998. В една молекула има 2 атома.

Флуор – елементс най-висока електроотрицателност. Феноменът се свързва със способността на атома да се свързва с други и да привлича електрони към себе си. Индексът на флуора по скалата на Полинг е 4. Това допринася за славата на 9-ия елемент като най-активен неметал. В нормално състояние той е жълтеникав газ. Той е токсичен и има остра миризма - нещо средно между ароматите на озон и хлор.

Флуорът е веществос необичайно ниска точка на кипене на газовете - само 188 градуса по Целзий. Останалите халогени, тоест типичните неметали от 7-ма група на периодичната таблица, кипят с висока скорост. Това се дължи на факта, че те имат d-подниво, което е отговорно за една и половина връзки. Флуорна молекуланяма такъв.

Активността на флуора се изразява в броя и характера на възможните реакции с други елементи. Връзката с повечето от тях е съпроводена с изгаряне и експлозии. При контакт с водород се генерира пламък дори при ниски температури. Дори водата гори във флуорна атмосфера. Освен това в камера с жълтеникав газ се запалва най-инертният и ценен елемент.

Флуорни съединенияневъзможно само с неон, аргон и хелий. И трите газа са леки и инертни. Не е от газове, не е податлив на флуор. Има редица елементи, с които реакциите са възможни само при повишени температури. Да, двойка хлорофлуорвзаимодейства само при 200-250 градуса по Целзий.

Приложение на флуор

Без флуорНе са необходими тефлонови покрития. Тяхното научно наименование е тетрафлуоретилен. Съединенията принадлежат към органичната група и имат незалепващи свойства. По същество тефлонът е пластмаса, но необичайно тежка. Плътността на водата е 2 пъти по-висока - това е причината за наднорменото тегло на покритието и съдовете с него.

В ядрената индустрия флуорТо има Връзкас процеса на разделяне на уранови изотопи. Учените казват, че ако нямаше 9-ти елемент, нямаше да има атомни електроцентрали. Като гориво за тях служи не просто всеки уран, а само няколко от неговите изотопи, по-специално 235. Методите за разделяне са предназначени за газове и летливи течности.

Но уранът кипи при 3500 градуса по Целзий. Не е ясно какви материали за колони и центрофуги ще издържат на такава топлина. За щастие има летлив уранов хексафлуорид, който кипи само при 57 градуса. Именно от това се изолира металната фракция.

Окисление на флуор, по-точно, неговото окисление на ракетно гориво е важен елемент от авиационната индустрия. В него не е полезен газообразният елемент, а течността. В това състояние флуорът става ярко жълт и най-реактивен.

В металургията се използва стандартен газ. Флуоридна формулатрансформира. Елементът е включен в съединението, необходимо за производството на алуминий. Произвежда се чрез електролиза. Тук е включен хексафлуороалуминат.

Връзката е полезна в оптиката магнезиев флуор, тоест флуорид. Той е прозрачен в диапазона на светлинните вълни от вакуумно ултравиолетово до инфрачервено лъчение. Тук идва връзката с лещи и призми за специализирани оптични инструменти.

9-ият елемент беше забелязан и от лекарите, по-специално от зъболекарите. Те откриха 0,02% флуорид в зъбите. Тогава се оказа, че в региони, където има недостиг на веществото, случаите на кариес са по-високи.

Съдържа се флуор във водата, откъдето попада в тялото. В оскъдни райони те започнаха изкуствено да добавят елемента към водата. Ситуацията се подобри. Затова е създаден паста с флуор.

Флуорид в стоматологиятаемайла може да причини флуороза - потъмняване, зацапване на тъканите. Това е следствие от излишък на елемента. Ето защо в региони с нормален воден състав е по-добре да изберете паста за зъби без флуор. Също така е необходимо да се следи съдържанието му в хранителните продукти. Има дори флуорирано мляко. Няма нужда да обогатявате морските дарове, те вече съдържат много от 9-ия елемент.

Паста без флуор– избор, свързан със състоянието на зъбите. Но в медицината елементът е необходим не само в областта на стоматологията. Флуорните препарати се предписват при проблеми с щитовидната жлеза, например болестта на Грейвс. В борбата с него водеща роля има двойката флуор-йод.

Лекарства с 9-ия елемент са необходими за тези, които имат хроничен диабет. Глаукомата и ракът също са в списъка на заболяванията, с които се лекува флуорид. как кислородвеществото понякога се изисква при бронхиални заболявания и ревматични диагнози.

Извличане на флуор

Флуорът се добивавсичко по същия начин, който помогна за отварянето на елемента. След поредица от смъртни случаи един от учените успя не само да оцелее, но и да освободи малко количество жълтеникав газ. Лаврите отиде при Анри Моасан. За откритието си французинът е удостоен с Нобелова награда. Издадена е през 1906 г.

Moissan използва метода на електролизата. За да избегне отравяне от изпаренията, химикът провежда реакцията в стоманен електроуред. Това устройство се използва и днес. Съдържа кисел калиев флуорид.

Процесът протича при температура от 100 градуса по Целзий. Катодът е изработен от стомана. Анодът в инсталацията е въглероден. Важно е да се поддържа херметичността на системата, т.к флуорни париотровни.

Лабораториите купуват специални тапи за херметичност. Техният състав: калциев флуор. Лабораторната постановка се състои от два медни съда. Първата се пълни със стопилката, като се потапя втората в нея. Вътрешният съд има дупка на дъното. През него минава никелов анод.

В първия съд се поставя катодът. Тръбите излизат от устройството. От единия се отделя водород, от втория - флуор. За поддържане на херметичността само тапите и калциевият флуорид не са достатъчни. Имате нужда и от смазка. Неговата роля се играе от глицерин или оксид.

Лабораторният метод за получаване на 9-ти елемент се използва само за учебни демонстрации. Технологията няма практическо приложение. Съществуването му обаче доказва, че е възможно да се мине и без електролиза. Това обаче не е необходимо.

Цена на флуор

Няма цена за флуорид като такъв. Цените вече са определени за продукти, съдържащи 9-ия елемент от периодичната таблица. Пастите за зъби, например, обикновено струват от 40 до 350 рубли. Лекарствата също са евтини и скъпи. Всичко зависи от производителя и наличието на подобни продукти от други компании на пазара.

Що се отнася до цени на флуоридаза здравето, очевидно може да бъде високо. Елементът е токсичен. Боравенето с него изисква повишено внимание. Флуоридът може да бъде полезен и дори лек.

Но за това трябва да знаете много за веществото, да предвидите поведението му и, разбира се, да се консултирате със специалисти. Флуорът е на 13-то място по разпространение на Земята. Самото число, наречено дяволската дузина, ви кара да внимавате със стихията.

Флуорът е доста често срещан елемент; неговият кларк в земната кора е 6,25 - 10 2% от масата. Този елемент се намира в повече от 100 минерала. За промишленото производство на F 2 и неговите съединения се използва флуорит CaF 2 (флуорит).

Физични свойства на F 2

При рев. Т - бледожълт газ с остра миризма; Х. Р. в течен водород и кислород.

Невъзможно е да се получи свободен флуор по химичен път, тъй като нито един химически окислител не може да извърши прехода

Методи за получаване

За получаване на F 2 се използва методът на електролиза на стопилка на смес от HF и KF (KHF 2):

Електролиза: 2HF = H 2 + F 2

Химични свойства на F 2

Флуорът е най-силният окислител от всички прости вещества; Той не се свързва директно само с N 2, He, Ne, Ar, а също и при нормални условия с O 2.

Взаимодействие с метали

Me + F 2 = Me +x F -1 x (флуориди)

а) с алкален Me - с експлозия;

б) при повечето метали - възпламеняване;

в) с ниско активен Me - при нагряване (при високи температури дори Pt изгаря в атмосфера на F 2)

Взаимодействие с неметали

HeMe + F 2 = HeMeF x (флуориди)

2P + 5F 2 = 2PF 5

(реакции с S и P протичат дори при охлаждане с течен N 2)

(дори на тъмно - с експлозия)

Hal 2 + F 2 = HalF x

Xe + 3F 2 = XeF 6

Взаимодействие с вода

Флуорът не може да се разтвори във вода, за да се образува "флуорна вода", тъй като той активно разлага водата. Сред реакционните продукти се намират: кислородни флуориди OF 2, O 2 F 2; водороден пероксид H2O2; кислород, озон, флуороводород.

2F2 + H2O = OF2 + 2HF

2F 2 + 2H 2 O = O 2 + 4HF

Взаимодействие със SiO 2

Кварцът се запалва в атмосфера F 2

2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2

Флуороводород HF

Най-силното вещество сред HHal, образувано от силно полярни молекули.

Физични свойства

В сравнение с други, HHal има необичайно висока mp. (~83°C) и т.н. (19,5°C). Причината е свързването на молекулите в силни асоциати (HF) n чрез водородни връзки:

Флуороводородът е безцветен. силно подвижна и лесно изпаряваща се течност с остра, задушлива миризма.

Воден разтвор HF - флуороводородна киселина (флуороводородна киселина)

Флуороводородът има неограничена разтворимост във вода; полученият разтвор има свойствата на слаба киселина (K diss = 6.8-10 -4). Получава името "флуорна киселина" поради способността си да разтваря кварц, стъкло и всички силикати.

Химични свойства

Взаимодействие с метали

Проявява всички свойства, характерни за класа киселини.

Някои метали не се разтварят във флуороводородна киселина, тъй като получените слабо разтворими флуориди образуват защитен филм върху металната повърхност.

Много ефективен разтворител за метали е смес от HF и HNO 3, в която HNO 3 играе ролята на окислител, а HF като комплексообразуващ агент:

8HF + 2HNO 3 + W = H 2 + 2NO + 4H 2 O

Взаимодействието със Si, SiO 2 е специфично свойство на HF

Силицият, неразтворим във вода и киселини, реагира с HF и смес от HF + HNO 3:

Si + 4HF → SiF 4 + 2H 2

3Si + 12HF + 4HN0 3 → 3SiF 4 + 4N0 + 8H 2 O

Силициевият оксид Si0 2 не реагира с вода и всички киселини с изключение на флуороводородна киселина, в която бавно се разтваря:

SiO 2 + 6HF → H 2 SiF 6 + 2H 2 O

Получаване на HF

1. Синтез от прости вещества:

H2 + F2 = 2HF

2. Действие на конц. H 2 SO 4 за метални флуориди:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF