Fluora krāsa. Fluors ir vismānīgākā inde! Periodiskās tabulas polā

Fluors ir gaiši dzeltena gāze. Tas ķīmiski reaģē ar gandrīz visām vielām, ieskaitot stiklu.

Fluors: fluorīts – Ca-F2

Fluoru izmanto zāļu ražošanā. Lai novērstu zobu kariesa attīstību, cilvēkiem tiek izrakstītas tabletes, kas satur nātrija fluorīdu. Nātrija fluorīds ir iekļauts arī zobu pastās.

Teflonu izmanto nepiedegošu virtuves trauku izgatavošanai. Šis ir pārsteidzošs materiāls. Tīri ciets slidens kā ledus. Teflons ir ļoti smags, atšķirībā no vairuma plastmasas, kas parasti ir vieglākas par ūdeni, teflons ir vairāk nekā divas reizes lielāks par ūdens blīvumu. Teflons ir ļoti noderīgs, jo tam gandrīz nekas nelīp un tas ir necaurlaidīgs lielākajai daļai ķīmisko vielu. Teflona galvenā vērtība ir tā, ka tajā ir pārsteidzoši augsts fluora procentuālais daudzums nelielā telpā. Pēc svara teflons (politetrafluoretilēns) sastāv no gandrīz 76% fluora, atlikušie 24% ir ogleklis. Katram oglekļa atomam ir divi fluora atomi, un katrs fluora atoms sver vairāk nekā oglekļa atoms.

Freons jeb C-H-Cl-F2 ir aukstumaģents vai viela, ko izmanto saldēšanas iekārtās (ledusskapjos un gaisa kondicionieros).

Fluors, fluora īpašības un parametri

Fluors, Ievads
Simbols	F
Latīņu nosaukums	Fluors
Vielas veids	vienkāršs ķīmiskais elements
Atklājējs	A. Moisāns
Atklāšanas gads	1886
Fluora pamatparametri saskaņā ar periodisko tabulu
Atomskaitlis Z	9
Atomu masa	18.9984032
Grupa	17
Periods	2
Grupas piederība	halogēni
Fluora mehāniskās īpašības
Gāzveida vielu blīvums (pie 0°C un 760 mmHg)	1,696 (kilograms/3. metrs)
Fluora termodinamiskās īpašības
Fiziskais stāvoklis normālos apstākļos	gāze
Kušanas temperatūra Kelvinos	53,55 (Kelvins)
Kušanas temperatūra pēc Celsija	-219,6 (°C)
Vārīšanās punkts Kelvinos	85,03 (Kelvins)
Vārīšanās temperatūra pēc Celsija	-188,12 (°C)
Fluora atoma īpašības
Elektroniskā mākoņa konfigurācija	1s 2 2s 2 2p 5
Atomu rādiuss	42 · 10–12 (metrs)
Protonu skaits p	9
Neitronu skaits n	10
Elektronu skaits e	9
Masas skaitlis A	19
Fluora ķīmiskās īpašības
Valence	1
Fluora izplatība
	0.00004%
Saule sastāv no fluora	0.00005%
Pasaules okeāni sastāv no fluora	0.00013%
Cilvēka ķermenis sastāv no fluora	0.0037%
Visums
Visums sastāv no fluora	0.00004%

Visaktīvākais, elektronegatīvākais, visreaktīvākais, agresīvākais elements, visvairāk nemetāla. Visvairāk, visvairāk, visvairāk... Mums būs ļoti bieži jāatkārto šis vārds vai tā sinonīmi.

Galu galā mēs runājam par fluoru.

Periodiskās tabulas polā

Fluors ir elements no halogēnu grupas, kurā ietilpst arī hlors, broms, jods un mākslīgi iegūtais radioaktīvais astatīns. Fluoram ir visas līdzcilvēku apakšgrupu iezīmes, taču tas ir kā cilvēks bez mēra izjūtas: viss ir palielināts līdz galējībai, līdz robežai. Tas galvenokārt izskaidrojams ar elementa Nr.9 pozīciju periodiskajā tabulā un tā elektronisko struktūru. Tās vieta periodiskajā tabulā ir “nemetālu īpašību pols”, augšējais labais stūris. Fluora atomu modelis: kodola lādiņš 9+, divi elektroni atrodas uz iekšējā apvalka, septiņi uz ārējā apvalka. Katrs atoms vienmēr tiecas pēc stabila stāvokļa. Lai to izdarītu, tai ir jāaizpilda ārējais elektroniskais slānis. Fluora atoms šajā ziņā nav izņēmums. Tiek notverts astotais elektrons, un mērķis ir sasniegts - veidojas fluora jons ar “piesātinātu” ārējo apvalku.

Pievienoto elektronu skaits norāda, ka fluora oksidācijas pakāpe ir –1; Atšķirībā no citiem halogēniem, fluoram nevar būt pozitīva oksidācijas pakāpe.

Fluora tendence aizpildīt ārējo elektronu slāni astoņu elektronu konfigurācijā ir ārkārtīgi spēcīga. Tāpēc tai ir ārkārtēja reaktivitāte un tas veido savienojumus ar gandrīz visiem elementiem. Līdz divdesmitā gadsimta 50. gadiem vairums ķīmiķu pamatoti uzskatīja, ka cēlgāzes nevar veidot īstus ķīmiskus savienojumus. Tomēr drīz trīs no sešiem atstumtajiem elementiem nespēja pretoties pārsteidzoši agresīvā fluora uzbrukumam. Kopš 1962. gada tiek iegūti fluorīdi un caur tiem arī citi kriptona, ksenona un radona savienojumi.

Ir ļoti grūti neļaut fluoram reaģēt, bet bieži vien nav vieglāk noņemt tā atomus no savienojumiem. Šeit lomu spēlē vēl viens faktors - fluora atoma un jonu ļoti mazie izmēri. Tie ir apmēram pusotru reizi mazāk nekā hlorā un uz pusi mazāk nekā joda.

Halogēna atoma lieluma ietekmi uz halogenīdu stabilitāti var viegli novērot, izmantojot molibdēna halogenīdu savienojumu piemēru (1. tabula).

1. tabula

Acīmredzot, jo lielāks ir halogēna atomu izmērs, jo mazāk no tiem atrodas ap molibdēna atomu. Maksimālais iespējamais molibdēna oksidācijas stāvoklis tiek realizēts tikai kombinācijā ar fluora atomiem, kuru mazais izmērs ļauj molekulu “iesaiņot” visciešāk.

Fluora atomiem ir ļoti augsta elektronegativitāte, t.i. spēja piesaistīt elektronus; Mijiedarbojoties ar skābekli, fluors veido savienojumus, kuros skābeklis ir pozitīvi uzlādēts. Karstais ūdens sadeg fluora plūsmā, veidojot skābekli.

Jūsu pārlūkprogramma neatbalsta JWPlayer

Vai tas nav izņēmuma gadījums? Skābeklis pēkšņi izrādījās nevis cēlonis, bet gan sadegšanas sekas.

Fluora plūsmā aizdegas ne tikai ūdens, bet arī citi parasti nedegoši materiāli, piemēram, azbests, ķieģelis un daudzi metāli. Broms, jods, sērs, selēns, telūrs, fosfors, arsēns, antimons, silīcijs, kokogles spontāni aizdegas fluorā pat parastā temperatūrā, un ar nelielu karsēšanu tāds pats liktenis piemeklē cēlos platīna metālus, kas pazīstami ar savu ķīmisko pasivitāti.

Tāpēc pats nosaukums fluors nav pārsteidzošs. Tulkojumā no grieķu valodas šis vārds nozīmē “iznīcināt”.

Fluors vai fluors?

Fluors - destruktīvs - pārsteidzoši atbilstošs nosaukums. Taču ārzemēs biežāk sastopams cits elementa Nr.9 nosaukums – fluors, kas latīņu valodā nozīmē “šķidrums”.

Šis nosaukums vairāk piemērots nevis fluoram, bet dažiem tā savienojumiem un cēlies no fluorīta jeb fluoršpata – pirmā cilvēka lietotā fluora savienojuma. Acīmredzot pat senatnē cilvēki zināja par šī minerāla spēju samazināt rūdu un metalurģijas sārņu kušanas temperatūru, bet, protams, viņi nezināja tā sastāvu. Šī minerāla galvenā sastāvdaļa, vēl nezināmais elements, tika saukts par fluoru.

Šis nosaukums ir tik ļoti iesakņojies zinātnieku prātos, ka loģiski pamatots ierosinājums pārdēvēt elementu, kas tika izvirzīts 1816. gadā, neguva atbalstu. Bet šajos gados tika intensīvi meklēti fluors, jau bija uzkrāts daudz eksperimentālu datu, kas apstiprināja fluora un tā savienojumu postošās spējas. Un priekšlikuma autori nebija jebkurš, bet gan tā laika lielākie zinātnieki Andrē Ampere un Hamfrijs Deivijs. Un tomēr fluors palika fluors.

Upuri? - Nē, varoņi

Pirmā fluora un fluorīta pieminēšana ir datēta ar 15. gadsimtu.

18. gadsimta sākumā. Tika atklāta fluorūdeņražskābe, fluorūdeņraža ūdens šķīdums, un 1780. gadā slavenais zviedru ķīmiķis Karls Vilhelms Šēle pirmo reizi ierosināja, ka šī skābe satur jaunu aktīvo elementu. Tomēr, lai apstiprinātu Šēla minējumu un izolētu fluoru (vai fluoru), ķīmiķiem bija nepieciešami vairāk nekā 100 gadi, vesels gadsimts un daudzu zinātnieku no dažādām valstīm smaga darba.

Fluors ir ļoti toksisks, strādājot ar tā savienojumiem, ir nepieciešama liela piesardzība un pārdomāti aizsardzības pasākumi. Fluora atklājēji par to varēja tikai minēt, un pat tad ne vienmēr. Tāpēc fluora atklāšanas vēsture ir saistīta ar daudzu zinātnes varoņu vārdiem. Angļu ķīmiķi brāļi Tomass un Džordžs Noksi mēģināja iegūt fluoru no sudraba un svina fluorīdiem. Eksperimenti beidzās traģiski: Georgs Nokss kļuva invalīds, Tomass nomira. Tāds pats liktenis piemeklēja arī D. Niklsu un P. Leitu. Izcils 19. gadsimta ķīmiķis. Hamfrijs Deivijs, skābju ūdeņraža teorijas radītājs, cilvēks, kurš pirmais ieguva nātriju, kāliju, magniju, kalciju, stronciju un bāriju, kurš pierādīja hlora elementāro dabu, nespēja atrisināt visu postošā elementa iegūšanas problēmu. . Šo eksperimentu laikā viņš saindējās un smagi saslima. J. Gay-Lussac un L. Thénard zaudēja veselību, nesasniedzot nekādus iepriecinošus rezultātus.

Veiksmīgāki bija A. Lavuazjē, M. Faradejs, E. Fremijs. Fluors viņus “saudzēja”, taču arī viņiem neveicās.

1834. gadā Faradejs domāja, ka viņam beidzot ir izdevies iegūt netveramo gāzi. Taču drīz vien viņš bija spiests atzīties: “Es nevarēju dabūt fluoru. Mani stingrai analīzei pakļautie pieņēmumi krita viens pēc otra...” Šis zinātnes milzis 50 (!) gadus mēģināja risināt fluora iegūšanas problēmu, taču tā arī nespēja to pārvarēt...

Neveiksmes skāra zinātniekus, bet pārliecība par fluora esamību un iespējamību izolēt fluoru kļuva arvien spēcīgāka ar katru jaunu eksperimentu. Tā pamatā bija daudzas analoģijas fluora savienojumu uzvedībā un īpašībās ar jau zināmiem halogēnu savienojumiem - hloru, bromu un jodu.

Pa ceļam bija daži panākumi. Fremy, mēģinot iegūt fluoru no fluorīdiem, izmantojot elektrolīzi, atrada veidu, kā iegūt bezūdens ūdeņraža fluorīdu. Katra pieredze, pat neveiksmīga, papildināja zināšanu bāzi par apbrīnojamo elementu un tuvināja tā atklāšanas dienu. Un šī diena ir pienākusi.

1886. gada 26. jūnijā franču ķīmiķis Anrī Moisāns elektrolizēja bezūdens fluorūdeņradi. -23°C temperatūrā viņš pie anoda ieguva jaunu, ārkārtīgi reaģējošu gāzveida vielu. Moissanam izdevās savākt vairākus gāzes burbuļus. Tas bija fluors!

Moissan ziņoja par savu atklājumu Parīzes akadēmijai. Nekavējoties tika izveidota komisija, kurai pēc dažām dienām bija jāierodas Moissan laboratorijā, lai visu redzētu savām acīm.

Moissan rūpīgi gatavojās atkārtotam eksperimentam. Viņš oriģinālo fluorūdeņradi pakļāva papildu attīrīšanai, un... augsta ranga komisija fluoru neredzēja. Eksperiments netika atkārtots ar fluora izdalīšanos; Skandāls?!

Bet Moissanam izdevās atrast iemeslu. Izrādījās, ka tikai neliels daudzums kālija fluorīda, ko satur ūdeņraža fluorīds, padara to par elektrības vadītāju. Fluorūdeņraža izmantošana pirmajā eksperimentā bez papildu attīrīšanas nodrošināja panākumus: bija piemaisījumi - norisinājās elektrolīze. Neveiksmes iemesls bija rūpīga otrā eksperimenta sagatavošana.

Tomēr veiksme noteikti bija Moissana pusē. Drīz viņam izdevās atrast lētu un uzticamu materiālu ierīcēm, kurās tiek ražots fluors. Šī problēma bija ne mazāk grūta kā nepakļāvīga elementa iegūšana. Ūdeņraža fluorīds un fluors iznīcināja jebkuru aprīkojumu. Deivijs pārbaudīja arī traukus, kas izgatavoti no kristāliskā sēra, oglēm, sudraba un platīna, taču visi šie materiāli tika iznīcināti fluora savienojumu elektrolīzes laikā.

Moissan ieguva pirmos gramus fluora platīna elektrolizatorā ar elektrodiem, kas izgatavoti no irīdija-platīna sakausējuma. Neskatoties uz zemo temperatūru, kurā eksperiments tika veikts, katrs grams fluora “iznīcināja” 5...6 g platīna.

Moissan platīna trauku aizstāja ar vara trauku. Protams, varš ir arī jutīgs pret fluora iedarbību, taču tāpat kā alumīniju no gaisa aizsargā oksīda plēve, tā varš tika “paslēpts” no fluora aiz tam neatvairāmas vara fluorīda plēves.

Elektrolīze joprojām ir praktiski vienīgā fluora iegūšanas metode. Kopš 1919. gada bifluorīda kausējumus izmanto kā elektrolītu. Mūsdienu elektrolizatoru un elektrodu materiāli ir varš, niķelis, tērauds un grafīts. Tas viss padarīja elementa Nr.9 ražošanu daudzkārt lētāku un ļāva to ražot rūpnieciskā mērogā. Tomēr fluora iegūšanas princips palika tāds pats kā Deivija un Faradeja ierosinātais un Moissan pirmo reizi ieviestais.

Fluors un daudzi tā savienojumi rada ne tikai lielu teorētisku interesi, bet arī atrod plašu praktisku pielietojumu. Fluora savienojumu ir ļoti daudz, to pielietojums ir tik daudzpusīgs un apjomīgs, ka pat ar 100 lappusēm nepietiktu, lai pastāstītu par visu interesanto, kas saistīts ar šo elementu. Tāpēc mūsu stāstā jūs atradīsiet tikai interesantākos fluora savienojumus, kas ir stingri nostiprinājušies mūsu nozarē, mūsu dzīvē, mūsu ikdienā un pat mūsu mākslā - savienojumus, bez kuriem (to var teikt bez pārspīlējumiem) ir progress. neiedomājami.

Fluora hidrīds un... ūdens

Kas var būt kopīgs visu iznīcinošajam fluoram un “mierīgajam” pazīstamajam ūdenim? Likās – nekā. Taču piesargāsimies no pārsteidzīgiem secinājumiem. Galu galā ūdeni var uzskatīt par skābekļa hidrīdu, un fluorūdeņražskābe HF ir nekas vairāk kā fluora hidrīds. Tātad, mums ir darīšana ar tuvākajiem ķīmiskajiem “radiniekiem” - divu spēcīgu oksidētāju hidrīdiem.

Ir zināmi visu halogēnu hidrīdi. To īpašības mainās dabiski, bet ūdeņraža fluorīds daudzējādā ziņā ir tuvāk ūdenim nekā citiem ūdeņraža halogenīdiem. Salīdziniet dielektriskās konstantes: HF un H 2 O tās ir ļoti tuvas (83,5 un 80), savukārt broma, joda un hlora hidrīdiem šis raksturlielums ir daudz zemāks (tikai 2,9...4,6). HF viršanas temperatūra ir +19°C, savukārt HI, HBr un HCl jau zem nulles temperatūrā pārvēršas gāzveida stāvoklī.

Vienu no dabiskajiem fluora savienojumiem, minerālu kriolītu, sauc par nekūstošu ledu. Patiešām, milzīgi kriolīta kristāli ir ļoti līdzīgi ledus blokiem.

Jau 1670. gadā Nirnbergas mākslinieks Švangards sajauca fluoršpatu ar sērskābi un ar šo maisījumu uzklāja uz stikla zīmējumus. Švangards nezināja, ka viņa maisījuma sastāvdaļas reaģē savā starpā, bet “izvilka” reakcijas produktu. Tas netraucēja īstenot Švangarda atklājumu. Viņi to izmanto vēl šodien. Uz stikla trauka tiek uzklāts plāns parafīna slānis. Mākslinieks krāso šo slāni un pēc tam iemērc trauku fluorūdeņražskābes šķīdumā. Vietās, kur tiek noņemtas fluorūdeņraža neievainojamās parafīna “bruņas”, skābe sarūsē stiklu, un uz tā uz visiem laikiem tiek iespiests dizains. Šis ir senākais fluorūdeņraža lietojums, taču tas nebūt nav vienīgais.

Pietiek pateikt, ka mazāk nekā 20 gadus pēc pirmo rūpniecisko iekārtu izveides fluorūdeņraža ražošanai tās ikgadējā produkcija ASV sasniedza 125 tūkstošus tonnu.

Stikls, pārtika, nafta, kodolrūpniecība, metalurģija, ķīmiskā rūpniecība, aviācija, papīrs – tas nav pilnīgs to nozaru saraksts, kurās plaši tiek izmantots fluorūdeņradis.

Ūdeņraža fluorīds spēj mainīt daudzu reakciju ātrumu un tiek izmantots kā katalizators visdažādākajām ķīmiskajām pārvērtībām.

Viena no galvenajām mūsdienu ķīmijas tendencēm ir reakciju veikšana neūdens vidē. Ūdeņraža fluorīds ir kļuvis par interesantāko un jau plaši izmantoto neūdens šķīdinātāju.

Ūdeņraža fluorīds ir ļoti agresīvs un bīstams reaģents, taču tas ir neaizstājams daudzās mūsdienu rūpniecības nozarēs. Tāpēc apstrādes metodes ir tik pilnveidotas, ka mūsdienu kompetentam ķīmiķim fluorūdeņradis ir kļuvis gandrīz tikpat drošs kā nezināmas fluora planētas iemītniekiem.

Fluors un metalurģija

Alumīnijs ir visizplatītākais metāls zemes garozā, tā rezerves ir milzīgas, bet alumīnija ražošana sāka attīstīties tikai 19. gadsimta beigās. Alumīnija skābekļa savienojumi ir ļoti spēcīgi, un to reducēšana ar akmeņoglēm nerada tīru metālu. Un, lai iegūtu alumīniju ar elektrolīzi, ir nepieciešami tā halogēna savienojumi un, galvenais, kriolīts, kas satur gan alumīniju, gan fluoru. Bet dabā ir maz kriolīta, turklāt tajā ir mazs “spārnotā metāla” saturs - tikai 13%. Tas ir gandrīz trīs reizes mazāk nekā boksītā. Boksīta pārstrāde ir sarežģīta, bet par laimi tas var izšķīst kriolītā. Tas rada zemu kušanas temperatūru un ar alumīniju bagātu kausējumu. Tā elektrolīze ir vienīgā rūpnieciskā alumīnija ražošanas metode. Dabiskā kriolīta trūkumu kompensē mākslīgais kriolīts, ko milzīgos daudzumos ražo, izmantojot fluorūdeņradi.

Tādējādi sasniegumi alumīnija rūpniecības attīstībā un lidmašīnu būvē lielā mērā ir fluora un tā savienojumu ķīmijas panākumu sekas.

Daži vārdi par fluororganisko vielu

20. gadsimta 30. gados tika sintezēti pirmie fluora un oglekļa savienojumi. Dabā šādas vielas ir ārkārtīgi reti sastopamas, un īpašas priekšrocības tām nav pamanītas.

Tomēr daudzu moderno tehnoloģiju nozaru attīstība un to nepieciešamība pēc jauniem materiāliem ir novedusi pie tā, ka jau ir tūkstošiem organisko savienojumu, kas satur fluoru. Pietiek atgādināt freonus - vissvarīgākos materiālus saldēšanas iekārtām un fluoroplastu-4, ko pamatoti sauc par plastmasas platīnu.

Fluors un dzīvība

Šķiet, ka šāda frāze nav pilnīgi likumīga. Elementa Nr.9 “raksturs” ir ļoti agresīvs; viņa stāsts atgādina detektīvromānu, kur katrā lappusē ir saindēšanās vai slepkavība. Turklāt pats fluors un daudzi tā savienojumi tika izmantoti masu iznīcināšanas ieroču ražošanai: Otrajā pasaules karā vācieši kā aizdedzinošu līdzekli izmantoja hlora trifluorīdu; Vairāki fluoru saturoši savienojumi ASV, Anglijā un Vācijā tika uzskatīti par slepenām indīgām vielām un tika ražoti pusfabrikas mērogā. Nav noslēpums, ka bez fluora diez vai būtu bijis iespējams iegūt atomieročus.

Darbs ar fluoru ir bīstams: mazākā neuzmanība var izraisīt cilvēka zobu bojāšanos, naglu deformāciju, kaulu trausluma palielināšanos, asinsvadu elastības zudumu un trauslumu. Rezultāts ir nopietna slimība vai nāve.

Un tomēr nosaukums “Fluors un dzīvība” ir pamatots. To vispirms pierādīja... zilonis. Parasts, kaut arī fosils, zilonis, kas atrasts Romas apkaimē. Viņa zobos nejauši tika atklāts fluors. Šis atklājums mudināja zinātniekus veikt sistemātisku cilvēka un dzīvnieku zobu ķīmiskā sastāva izpēti. Tika konstatēts, ka zobi satur līdz 0,02% fluora, kas organismā nonāk kopā ar dzeramo ūdeni. Parasti viena tonna ūdens satur līdz 0,2 mg fluora. Fluora trūkums izraisa zobu bojāšanos - kariesu.

Mākslīgā fluora pievienošana ūdenim tajās vietās, kur tiek konstatēts tā trūkums, noved pie jaunu saslimšanas gadījumu likvidēšanas un kariesa samazināšanās slimiem cilvēkiem. Uzreiz rezervēsim – liels fluora pārpalikums ūdenī izraisa akūtu saslimšanu – fluorozi (raibu emalju). Medicīnas mūžīgā dilemma: lielas devas ir inde, mazas – zāles.

Daudzviet ir izbūvētas iekārtas ūdens mākslīgai fluorēšanai.

Šī kariesa profilakses metode bērniem ir īpaši efektīva. Tāpēc dažās valstīs fluora savienojumus (ārkārtīgi mazās devās) pievieno... pienam.

Pastāv pieņēmums, ka fluors ir nepieciešams dzīvas šūnas attīstībai un ka tas kopā ar fosforu ir iekļauts dzīvnieku un augu audos.

Fluoru plaši izmanto dažādu medikamentu sintēzē. Fluororganiskos savienojumus veiksmīgi izmanto vairogdziedzera slimību, īpaši Greivsa slimības, hronisku diabēta formu, bronhu un reimatisko slimību, glaukomas un vēža ārstēšanā. Tie ir noderīgi arī malārijas profilaksei un ārstēšanai, kā arī ir labs līdzeklis pret streptokoku un stafilokoku infekcijām. Dažas fluororganiskās zāles ir uzticami pretsāpju līdzekļi.

Fluors un nāve? Strādāt šajā jomā var un vajag, bet lai iegūtu nevis nāvējoši toksiskas vielas, bet dažādas zāles grauzēju un citu lauksaimniecības kaitēkļu apkarošanai. Šādu lietojumu piemēri ir monofluoretiķskābe un nātrija fluoracetāts.

Un ledus un uguns

Cik patīkami karstā vasaras dienā no ledusskapja izņemt pudeli ledusauksta minerālūdens...

Lielākajā daļā ledusskapju - gan rūpniecisko, gan sadzīves - aukstumaģents, viela, kas rada aukstumu, ir fluororganiskais šķidrums - freons.

Freonus iegūst, aizstājot ūdeņraža atomus vienkāršāko organisko savienojumu molekulās ar fluoru vai fluoru un hloru.

2. tabula

Vienkāršākais ogļūdeņradis ir metānsCH 4 . Ja visi metāna ūdeņraža atomi tiek aizstāti ar fluoru, tad veidojas tetrafluormetānsCF 4 (Freon-14) un, ja tikai divi ūdeņraža atomi tiek aizstāti ar fluoru, bet pārējie divi ar hloru, tad difluordihlormetānsCF 2 Cl 2 (Freon-12) ) tiek iegūts. Tabulā 2 parāda vairāku šādu savienojumu svarīgākās īpašības.

Freoni ir ārkārtīgi stabili un ķīmiski inerti. Šeit, tāpat kā fluoroplastikas gadījumā, mēs saskaramies ar to pašu apbrīnojamo parādību: ar visaktīvākā elementa - fluora - palīdzību ir iespējams iegūt ķīmiski ļoti pasīvas vielas. Tie ir īpaši izturīgi pret oksidētāju iedarbību, un tas nav pārsteidzoši - galu galā to oglekļa atomi ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē. Tāpēc fluorogļūdeņraži (un jo īpaši freoni) nedeg pat tīra skābekļa atmosfērā. Ar spēcīgu karsēšanu notiek iznīcināšana - molekulu sadalīšanās, bet ne to oksidēšanās. Šīs īpašības ļauj izmantot freonus vairākos citos gadījumos: tos izmanto kā liesmas slāpētājus, inertus šķīdinātājus un starpproduktus plastmasas un smērvielu ražošanā. Bet diemžēl freoni iznīcina planētas ozona slāni – un tas ir jāņem vērā.

Tagad ir zināmi tūkstošiem dažādu veidu fluororganisko savienojumu. Daudzas no tām tiek izmantotas svarīgākajās mūsdienu tehnoloģiju nozarēs.

Freonos fluors darbojas “aukstajā rūpniecībā”, bet ar tā palīdzību iespējams iegūt ļoti augstu temperatūru. Salīdziniet šos skaitļus: skābekļa-ūdeņraža liesmas temperatūra ir 2800°C, skābekļa-acetilēna liesmas temperatūra ir 3500°C, un, ūdeņradim sadegot fluorā, veidojas 3700°C temperatūra. Šī reakcija jau ir atradusi praktisku pielietojumu ūdeņraža fluorīda degļos metāla griešanai. Turklāt ir zināmi degļi, kas darbojas ar fluorhlorīdus (fluora un hlora savienojumiem), kā arī slāpekļa trifluorīda un ūdeņraža maisījumu. Pēdējais maisījums ir īpaši ērts, jo slāpekļa trifluorīds neizraisa iekārtu koroziju. Protams, visās šajās reakcijās fluoram un tā savienojumiem ir oksidētāja loma. Tos var izmantot arī kā oksidētāju šķidro reaktīvo dzinēju dzinējos. Daudz kas runā par labu reakcijai, kas saistīta ar fluoru un tā savienojumiem. Attīstās augstāka temperatūra, kas nozīmē, ka spiediens sadegšanas kamerā būs lielāks, un palielināsies reaktīvo dzinēja vilce. Cietie sadegšanas produkti šādu reakciju rezultātā neveidojas, kas nozīmē, ka arī šajā gadījumā nedraud sprauslu aizsērēšana un dzinēja plīsums.

Bet fluoram kā raķešu degvielas sastāvdaļai ir vairāki būtiski trūkumi. Tas ir ļoti toksisks, kodīgs un ar ļoti zemu viršanas temperatūru. To ir grūtāk uzturēt kā šķidrumu nekā citas gāzes. Tāpēc šeit ir pieņemamāki fluora savienojumi ar skābekli un halogēniem.

Daži no šiem savienojumiem pēc oksidējošām īpašībām nav zemāki par šķidro fluoru, taču tiem ir milzīga priekšrocība; normālos apstākļos tie ir vai nu šķidrumi, vai viegli sašķidrināmas gāzes. Salīdziniet to īpašības, analizējot datus tabulā. 3.

3. tabula

Savienojuma nosaukums	Formula	Kušanas temperatūra, °C	Vārīšanās temperatūra, °C	Fiziskais stāvoklis
Hlora monofluorīds	ClF	–155,6	–100,1	Gāze
Hlora trifluorīds	СlF 3	–76,3	11,75	»
Broma monofluorīds	BrF	–33	20	Šķidrums
Broma trifluorīds	BrF 3	8,8	127,6	»
Broma pentafluorīds	BrF 5	–61,3	40,5	»
Joda pentafluorīds	JA 5	9,43	100,5	»
Joda heptafluorīds	JA 7	Vozg.	4,5	Gāze
Fluora oksīds (skābekļa difterija)	NO 2	–223,8	–144,8	»
Slāpekļa trifluorīds	NF 3	–208,5	–129,1	»
Perhlorilfluorīds	FClO3	–146	–46,8	»
Fluors	F 2	–227,6	–188,1	»

No fluorhaloīdu savienojumiem visērtākie raķešu degvielā ir hlora trifluorīds un broma pentafluorīds. Zināms, piemēram, tālajā 1956. gadā ASV hlora trifluorīds tika uzskatīts par iespējamu reaktīvo dzinēju degvielas oksidētāju. Augsta ķīmiskā aktivitāte apgrūtina šādu vielu lietošanu. Tomēr šīs grūtības nav absolūtas un tās var pārvarēt.

Izplatība

Katrs litrs jūras ūdens satur 0,3 mg fluora. Austeru čaumalās to ir 20 reizes vairāk.

Koraļļu rifi satur miljoniem tonnu fluora. Vidējais fluora saturs dzīvajos organismos ir 200 reizes mazāks nekā zemes garozā.

Kā izskatās fluors?

Normālos apstākļos fluors ir gaiši dzeltena gāze pie –188°C tas ir kanārijas dzeltens šķidrums pie –228°C fluors sasalst un pārvēršas gaiši dzeltenos kristālos. Ja temperatūra tiek pazemināta līdz -252°C, šie kristāli mainīs krāsu.

Kā smaržo fluors?

Hlora, broma un joda smaržas, kā zināms, ir grūti klasificēt kā patīkamas. Šajā ziņā fluors maz atšķiras no citiem halogēniem. Tā smarža ir asa un kairinoša, atgādinot gan hloru, gan ozonu. Viena miljonā daļa fluora gaisā ir pietiekami, lai cilvēka deguns noteiktu tā klātbūtni.

Tūkstoš dūmu ielejā

Vulkāniskas izcelsmes gāzes dažkārt satur fluorūdeņradi. Slavenākais šādu gāzu dabiskais avots ir Tūkstoš dūmu ielejas (Aļaska) fumaroles. Katru gadu ar vulkāniskajiem dūmiem atmosfērā tiek nogādāti aptuveni 200 tūkstoši tonnu fluorūdeņraža.

Dāvijs liecina

“Tīras fluorūdeņražskābes elektrolīzes eksperimentu veicu ar lielu interesi, jo tas sniedza visticamāko iespēju pārbaudīt fluora patieso dabu. Taču procesa veikšanā radās ievērojamas grūtības. Šķidrā fluorūdeņražskābe nekavējoties iznīcināja stiklu un visas dzīvnieku un augu vielas. Tas iedarbojas uz visiem ķermeņiem, kas satur metālu oksīdus. Es nezinu nevienu vielu, kas tajā nešķīst, izņemot atsevišķus metālus, kokogli, fosforu, sēru un dažus hlora savienojumus.

Fluors un kodolenerģija

Fluora un tā savienojumu loma kodoldegvielas ražošanā ir ārkārtēja. Varam droši apgalvot, ka bez fluora pasaulē joprojām nebūtu nevienas atomelektrostacijas, un kopējo pētniecības reaktoru skaitu nebūtu grūti saskaitīt uz vienas rokas.

Ir labi zināms, ka ne viss urāns var kalpot par kodoldegvielu, bet tikai daži tā izotopi, galvenokārt 235 U.

Nav viegli atdalīt izotopus, kas atšķiras viens no otra tikai ar neitronu skaitu kodolā, un, jo smagāks elements, jo mazāka ir jūtama svara atšķirība. Urāna izotopu atdalīšanu vēl vairāk sarežģī fakts, ka gandrīz visas mūsdienu atdalīšanas metodes ir paredzētas gāzveida vielām vai gaistošiem šķidrumiem.

Urāns vārās aptuveni 3500°C temperatūrā. Kādi materiāli būtu jāizmanto, lai izgatavotu kolonnas, centrifūgas un diafragmas izotopu atdalīšanai, ja būtu jāstrādā ar urāna tvaikiem?! Īpaši gaistošs urāna savienojums ir tā heksafluorīds UF 6. Tas vārās 56,2 ° C temperatūrā. Tāpēc tiek atdalīts nevis urāna metāls, bet gan urāna-235 un urāna-238 heksafluorīdi. Dabiski, ka šīs vielas neatšķiras viena no otras pēc ķīmiskajām īpašībām. To atdalīšanas process notiek ātri rotējošās centrifūgās.

Urāna heksafluorīda molekulas, kas paātrinātas ar centrbēdzes spēku, iziet cauri smalki porainām starpsienām: “vieglās” molekulas, kas satur 235 U, iziet cauri nedaudz ātrāk nekā “smagās”.

Pēc atdalīšanas urāna heksafluorīds tiek pārveidots par UF 4 tetrafluorīdu un pēc tam par urāna metālu.

Urāna heksafluorīds tiek iegūts urāna un elementārā fluora reakcijas rezultātā, taču šo reakciju ir grūti kontrolēt. Urānu ērtāk apstrādāt ar fluora savienojumiem ar citiem halogēniem, piemēram, ClF 3, BrF un BrF 6. Urāna tetrafluorīda UF 4 ražošana ietver fluorūdeņraža izmantošanu. Zināms, ka 60. gadu vidū ASV gandrīz 10% no visa fluorūdeņraža tika iztērēti urāna ražošanai – aptuveni 20 tūkstoši tonnu.

Tādu kodoltehnoloģijai svarīgu materiālu kā torija, berilija un cirkonija ražošanas procesi ietver arī šo elementu fluora savienojumu iegūšanas fāzes.

Plastmasas platīns

Lauva, kas aprij sauli. Šis simbols alķīmiķu vidū nozīmēja zelta šķīdināšanas procesu aqua regia - slāpekļskābes un sālsskābes maisījumā. Visi dārgmetāli ir ķīmiski ļoti stabili. Zelts nešķīst ne skābēs (izņemot selēnskābi), ne sārmos. Un tikai aqua regia “aprij” gan zeltu, gan pat platīnu.

Divdesmitā gadsimta 30. gadu beigās ķīmiķu arsenālā parādījās viela, pret kuru pat “lauva” bija bezspēcīga. Regia ūdens izrādījās pārāk izturīgs pret plastmasu - fluoroplastu-4, kas pazīstams arī kā teflons. Teflona molekulas atšķiras no polietilēna molekulām ar to, ka visi ūdeņraža atomi, kas ieskauj galveno ķēdi (... - C - C - C - ...) ir aizstāti ar fluoru.

Fluors(lat. Fluorum), F, Mendeļejeva periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, pieder pie halogēniem, atomskaitlis 9, atommasa 18.998403; normālos apstākļos (0 °C; 0,1 Mn/m2, vai 1 kgf/cm2) - gaiši dzeltena gāze ar asu smaku.

Dabīgais fluors sastāv no viena stabila izotopa 19 F. Ir mākslīgi iegūti vairāki izotopi, jo īpaši: 16 F ar pussabrukšanas periodu 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).

Vēsturiskā informācija. Pirmais fluora savienojums - fluorīts (fluoršpats) CaF 2 - tika aprakstīts 15. gadsimta beigās ar nosaukumu "fluor" (no latīņu fluo - plūsma, pateicoties CaF 2 īpašībai veidot metalurģijas ražošanas šķidruma viskozus izdedžus). -plūstošs). 1771. gadā K. Šēle ieguva fluorūdeņražskābi. Brīvo fluoru izdalīja A. Moissan 1886. gadā ar šķidra bezūdens fluorūdeņraža elektrolīzi, kas satur skābes kālija fluorīda KHF 2 piejaukumu.

Fluora ķīmija sāka attīstīties pagājušā gadsimta trīsdesmitajos gados, īpaši strauji Otrā pasaules kara laikā no 1939. līdz 1945. gadam un pēc tā saistībā ar kodolrūpniecības un raķešu tehnoloģiju vajadzībām. Nosaukums "Fluors" (no grieķu phthoros — iznīcināšana, nāve), ko ierosināja A. Ampere 1810. gadā, tiek lietots tikai krievu valodā; Daudzās valstīs nosaukums "fluors" ir pieņemts.

Fluora izplatība dabā. Vidējais fluora saturs zemes garozā (klarkā) ir 6,25·10 -2 masas %; skābajos magmatiskos iežos (granītos) tas ir 8·10 -2%, bāziskos iežos - 3,7·10 -2%, ultrabāziskajos iežos - 1·10 -2%. Fluors atrodas vulkāniskās gāzēs un termālajos ūdeņos. Svarīgākie fluora savienojumi ir fluorīts, kriolīts un topāzs. Kopumā ir zināmi vairāk nekā 80 fluoru saturoši minerāli. Fluora savienojumi atrodami arī apatitos, fosforītos un citos. Fluors ir svarīgs biogēns elements. Zemes vēsturē fluora avots, kas nonāk biosfērā, bija vulkānu izvirdumu produkti (gāzes utt.).

Fluora fizikālās īpašības. Gāzveida fluora blīvums ir 1,693 g/l (0°C un 0,1 Mn/m2 jeb 1 kgf/cm2), šķidrā – 1,5127 g/cm3 (viršanas temperatūrā); t pl -219,61 °C; viršanas temperatūra -188,13 °C. Fluora molekula sastāv no diviem atomiem (F 2); 1000 °C temperatūrā 50% molekulu disociējas, disociācijas enerģija ir aptuveni 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluors slikti šķīst šķidrā fluorūdeņražā; šķīdība 2,5·10 -3 g 100 g HF pie -70 °C un 0,4·10 -3 g pie -20 °C; šķidrā veidā, neierobežoti šķīst šķidrā skābeklī un ozonā.

Fluora ķīmiskās īpašības. Fluora atoma ārējo elektronu konfigurācija ir 2s 2 2p 5. Savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir -1. Kovalentā atoma rādiuss ir 0,72Å, jonu rādiuss ir 1,33Å. Elektronu afinitāte 3,62 eV, jonizācijas enerģija (F → F+) 17,418 eV. Augstas elektronu afinitātes un jonizācijas enerģijas vērtības izskaidro fluora atoma spēcīgo elektronegativitāti, kas ir lielākā starp visiem citiem elementiem. Fluora augstā reaktivitāte nosaka fluorēšanas eksotermisko raksturu, ko, savukārt, nosaka fluora molekulas disociācijas enerģijas anomāli zemā vērtība un fluora atoma lielās saites enerģijas vērtības ar citiem atomiem. Tiešai fluorēšanai ir ķēdes mehānisms, un tā var viegli izraisīt aizdegšanos un eksploziju. Fluors reaģē ar visiem elementiem, izņemot hēliju, neonu un argonu. Tas mijiedarbojas ar skābekli kvēlspuldzes izlādē, veidojot skābekļa fluorīdus O 2 F 2, O 3 F 2 un citus zemā temperatūrā. Fluora reakcijas ar citiem halogēniem ir eksotermiskas, kā rezultātā veidojas starphalogēnu savienojumi. Hlors mijiedarbojas ar fluoru, kad to uzkarsē līdz 200-250 °C, veidojot hlora monofluorīdu ClF un hlora trifluorīdu ClF 3. Ir zināms arī ClF 5, ko iegūst, fluorējot ClF 3 augstā temperatūrā un spiedienā 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2). Broms un jods aizdegas fluora atmosfērā pie parastās temperatūras, un var iegūt BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2, kas tieši reaģē ar kriptonu, ksenonu un radonu, veidojot atbilstošos fluorīdus (piemēram, XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Ir zināmi arī ksenona oksifluorīdi.

Fluora mijiedarbība ar sēru ir saistīta ar siltuma izdalīšanos un izraisa daudzu sēra fluorīdu veidošanos. Selēns un telūrs veido augstākus fluorīdus SeF 6 un TeF 6 . Fluors un ūdeņradis reaģē ar degšanu; tas rada ūdeņraža fluorīdu. Šī ir radikāla reakcija ar ķēdes atzarojumu: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (kur HF * un H 2 * ir molekulas vibrācijas ierosinātā stāvoklī); reakcija tiek izmantota ķīmiskajos lāzeros. Fluors reaģē ar slāpekli tikai elektriskās izlādes gadījumā. Ogles, mijiedarbojoties ar fluoru, aizdegas parastā temperatūrā; grafīts ar to reaģē spēcīgi karsējot, un ir iespējama cieta grafīta fluorīda (CF) X vai gāzveida perfluorogļūdeņražu CF 4, C 2 F 6 un citu veidošanās. Fluors aukstumā reaģē ar boru, silīciju, fosforu un arsēnu, veidojot atbilstošos fluorīdus.

Fluors enerģiski savienojas ar lielāko daļu metālu; sārmu un sārmzemju metāli aizdegas fluora atmosfērā aukstumā, Bi, Sn, Ti, Mo, W - ar nelielu karsēšanu. Hg, Pb, U, V reaģē ar Fluoru istabas temperatūrā, Pt - tumši sarkanā karstuma temperatūrā. Kad metāli mijiedarbojas ar fluoru, parasti veidojas augstāki fluorīdi, piemēram, UF 6, MoF 6, HgF 2. Daži metāli (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reaģē ar fluoru, veidojot fluorīdu aizsargplēvi, novēršot turpmāku reakciju.

Fluoram mijiedarbojoties ar metālu oksīdiem aukstumā, veidojas metālu fluorīdi un skābeklis; Iespējama arī metālu oksifluorīdu (piemēram, MoO 2 F 2) veidošanās. Nemetālu oksīdi vai nu pievieno fluoru, piemēram, SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, vai tajos esošo skābekli aizstāj ar fluoru, piemēram, SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Stikls ļoti lēni reaģē ar fluoru; ūdens klātbūtnē reakcija norit ātri. Ūdens mijiedarbojas ar fluoru: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; šajā gadījumā veidojas arī OF 2 un ūdeņraža peroksīds H 2 O 2. Slāpekļa oksīdi NO un NO 2 viegli pievieno fluoru, veidojot attiecīgi nitrozilfluorīdu FNO un nitrilfluorīdu FNO 2 . Oglekļa monoksīds (II) karsējot pievieno fluoru, veidojot karbonilfluorīdu: CO + F 2 = COF 2.

Metālu hidroksīdi reaģē ar fluoru, veidojot metāla fluorīdu un skābekli, piemēram, 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. NaOH un KOH ūdens šķīdumi 0 ° C temperatūrā reaģē ar fluoru, veidojot OF 2 .

Metālu vai nemetālu halogenīdi aukstumā reaģē ar fluoru, fluoram aizstājot visus halogēnus.

Sulfīdi, nitrīdi un karbīdi ir viegli fluorējami. Metāla hidrīdi ar fluoru aukstumā veido metāla fluorīdu un HF; amonjaks (tvaikos) - N 2 un HF. Fluors aizvieto ūdeņradi skābēs vai metālos to sāļos, piemēram, HNO 3 (vai NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (vai NaF); smagākos apstākļos fluors izspiež no šiem savienojumiem skābekli, veidojot sulfurilfluorīdu, piemēram, Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Sārmu un sārmzemju metālu karbonāti parastā temperatūrā reaģē ar fluoru; tas rada atbilstošo fluorīdu CO 2 un O 2 .

Fluors enerģiski reaģē ar organiskām vielām.

Fluora iegūšana. Fluora iegūšanas avots ir ūdeņraža fluorīds, ko iegūst galvenokārt vai nu sērskābes H 2 SO 4 · iedarbībā uz fluorītu CaF 2, vai arī apstrādājot apatītus un fosforītus. Fluora ražošanu veic ar skābā kālija fluorīda KF-(1,8-2,0)HF kausējuma elektrolīzi, kas veidojas, kad KF-HF kausējums ir piesātināts ar ūdeņraža fluorīdu līdz 40-41% HF saturam. Elektrolīzera materiāls parasti ir tērauds; elektrodi - oglekļa anods un tērauda katods. Elektrolīzi veic 95-100 °C temperatūrā un 9-11 V spriegumā; Fluora strāvas izvade sasniedz 90-95%. Iegūtais fluors satur līdz 5% HF, ko atdala sasaldējot un pēc tam absorbējot ar nātrija fluorīdu. Fluors tiek uzglabāts gāzveida stāvoklī (zem spiediena) un šķidrā veidā (dzesējot ar šķidro slāpekli) ierīcēs, kas izgatavotas no niķeļa un sakausējumiem uz tā bāzes (Monel metāls), vara, alumīnija un tā sakausējumiem, misiņa, nerūsējošā tērauda.

Fluora pielietojums. Gāzveida fluoru izmanto UF 4 fluorēšanai par UF 6, ko izmanto urāna izotopu atdalīšanai, kā arī hlora trifluorīda ClF 3 (fluorēšanas aģents), sēra heksafluorīda SF 6 (gāzveida izolators elektriskajā rūpniecībā) ražošanai, metālu fluorīdi (piemēram, W un V ). Šķidrais fluors ir raķešu degvielas oksidētājs.

Plaši tiek izmantoti daudzi fluora savienojumi - ūdeņraža fluorīds, alumīnija fluorīds, silikofluorīdi, fluorsulfonskābe (šķīdinātājs, katalizators, reaģents organisko savienojumu ražošanai, kas satur grupu - SO 2 F), BF 3 (katalizators), fluororganiskie savienojumi un citi.

Drošības pasākumi. Fluors ir toksisks, tā maksimāli pieļaujamā koncentrācija gaisā ir aptuveni 2·10 -4 mg/l, un maksimāli pieļaujamā koncentrācija ar iedarbību ne ilgāk kā 1 stundu ir 1,5·10 -3 mg/l.

Fluors organismā. Fluors pastāvīgi tiek iekļauts dzīvnieku un augu audos; mikroelements Neorganisko savienojumu veidā atrodams galvenokārt dzīvnieku un cilvēku kaulos - 100-300 mg/kg; Īpaši daudz fluora ir zobos. Jūras dzīvnieku kauli ir bagātāki ar fluoru, salīdzinot ar sauszemes dzīvnieku kauliem. Dzīvnieku un cilvēku organismā tas nonāk galvenokārt ar dzeramo ūdeni, kurā optimālais fluora saturs ir 1-1,5 mg/l. Ar fluora trūkumu cilvēkam attīstās zobu kariess, bet ar palielinātu uzņemšanu - fluoroze. Augstas fluora jonu koncentrācijas ir bīstamas, jo tās spēj kavēt vairākas fermentatīvās reakcijas, kā arī saistīt bioloģiski svarīgus elementus. (P, Ca, Mg un citi), izjaucot to līdzsvaru organismā. Organiskie fluora atvasinājumi ir sastopami tikai dažos augos (piemēram, Dienvidāfrikas Dichapetalum cymosum). Galvenie no tiem ir fluoretiķskābes atvasinājumi, kas ir toksiski gan citiem augiem, gan dzīvniekiem. Ir konstatēta saistība starp fluora metabolismu un skeleta kaulaudu un īpaši zobu veidošanos.

Saindēšanās ar fluoru iespējama ķīmiskajā rūpniecībā strādājošajiem, fluoru saturošu savienojumu sintēzes laikā un fosfātu mēslošanas līdzekļu ražošanā. Fluors kairina elpceļus un izraisa ādas apdegumus. Akūtas saindēšanās gadījumā rodas balsenes un bronhu gļotādas, acu kairinājums, siekalošanās un deguna asiņošana; smagos gadījumos - plaušu tūska, centrālās nervu sistēmas bojājumi un citi; hroniskos gadījumos - konjunktivīts, bronhīts, pneimonija, pneimoskleroze, fluoroze. Raksturīgi ir ādas bojājumi, piemēram, ekzēma. Pirmā palīdzība: acu skalošana ar ūdeni, ādas apdegumu gadījumā – apūdeņošana ar 70% spirtu; inhalācijas saindēšanās gadījumā - skābekļa ieelpošana. Profilakse: drošības noteikumu ievērošana, speciāla apģērba nēsāšana, regulāras medicīniskās pārbaudes, kalcija un vitamīnu iekļaušana uzturā.

Fluors ir ķīmisks elements (simbols F, atomskaitlis 9), nemetāls, kas pieder pie halogēnu grupas. Tā ir visaktīvākā un elektronnegatīvākā viela. Normālā temperatūrā un spiedienā fluora molekula ir gaiši dzeltenā krāsā ar formulu F 2 . Tāpat kā citi halogenīdi, molekulārais fluors ir ļoti bīstams un, nonākot saskarē ar ādu, izraisa smagus ķīmiskus apdegumus.

Lietošana

Fluoru un tā savienojumus plaši izmanto, tostarp farmācijas, agroķīmisko vielu, degvielu un smērvielu un tekstilizstrādājumu ražošanā. izmanto stikla kodināšanai, un fluora plazmu izmanto pusvadītāju un citu materiālu ražošanai. Zema F jonu koncentrācija zobu pastā un dzeramajā ūdenī var palīdzēt novērst zobu kariesu, savukārt augstāka koncentrācija ir atrodama dažos insekticīdos. Daudzi vispārējie anestēzijas līdzekļi ir fluorogļūdeņražu atvasinājumi. 18F izotops ir pozitronu avots medicīniskai attēlveidošanai, izmantojot pozitronu emisijas tomogrāfiju, un urāna heksafluorīdu izmanto, lai atdalītu urāna izotopus un ražotu tos atomelektrostacijām.

Atklājumu vēsture

Fluora savienojumus saturoši minerāli bija zināmi daudzus gadus pirms šī ķīmiskā elementa izolācijas. Piemēram, minerālu fluoršpatu (vai fluorītu), kas sastāv no kalcija fluorīda, 1530. gadā aprakstīja Džordžs Agrikola. Viņš pamanīja, ka to var izmantot kā plūsmu, vielu, kas palīdz pazemināt metāla vai rūdas kušanas temperatūru un palīdz attīrīt vēlamo metālu. Tāpēc fluors savu latīņu nosaukumu ieguvis no vārda fluere (“plūst”).

1670. gadā stikla pūtējs Heinrihs Švānhards atklāja, ka stikls ir kodināts ar kalcija fluorīdu (fluoršpatu), kas apstrādāts ar skābi. Karls Šēle un daudzi vēlāki pētnieki, tostarp Hamfris Deivijs, Džozefs-Luiss Gajs-Lussaks, Antuāns Lavuāzjē, Luiss Tenards, eksperimentēja ar fluorūdeņražskābi (HF), ko viegli pagatavot, apstrādājot CaF ar koncentrētu sērskābi.

Galu galā kļuva skaidrs, ka HF saturēja iepriekš nezināmu elementu. Tomēr šo vielu tās pārmērīgās reaģētspējas dēļ nevarēja izolēt daudzus gadus. Tas ir ne tikai grūti atdalāms no savienojumiem, bet arī nekavējoties reaģē ar citiem to komponentiem. Elementārā fluora izolēšana no fluorūdeņražskābes ir ārkārtīgi bīstama, un agrīnie mēģinājumi padarīja aklu un nogalināja vairākus zinātniekus. Šie cilvēki kļuva pazīstami kā "fluora mocekļi".

Atklāšana un ražošana

Visbeidzot, 1886. gadā franču ķīmiķim Anrī Moisānam izdevās izolēt fluoru, izmantojot elektrolīzi no kausēta kālija fluorīdu un fluorūdeņražskābes maisījuma. Par to viņam 1906. gadā tika piešķirta Nobela prēmija ķīmijā. Viņa elektrolītisko pieeju šodien turpina izmantot šī ķīmiskā elementa rūpnieciskai ražošanai.

Pirmā liela mēroga fluora ražošana sākās Otrā pasaules kara laikā. Tas bija vajadzīgs vienam no atombumbas izveides posmiem Manhetenas projekta ietvaros. Fluoru izmantoja, lai ražotu urāna heksafluorīdu (UF 6), ko savukārt izmantoja, lai atdalītu divus izotopus – 235 U un 238 U. Mūsdienās UF 6 gāze ir nepieciešama, lai ražotu bagātinātu urānu kodolenerģijai.

Fluora svarīgākās īpašības

Periodiskajā tabulā elements atrodas 17. grupas (iepriekš grupa 7A) augšgalā, ko sauc par halogēna elementu. Citi halogēni ir hlors, broms, jods un astatīns. Turklāt F atrodas otrajā periodā starp skābekli un neonu.

Tīrs fluors ir kodīga gāze (ķīmiskā formula F2) ar raksturīgu asu smaku, kas ir sastopama koncentrācijā 20 nl uz litru tilpuma. Kā reaktīvākais un elektronnegatīvākais no visiem elementiem, tas viegli veido savienojumus ar lielāko daļu no tiem. Fluors ir pārāk reaktīvs, lai pastāvētu elementārā formā, un tam ir tāda afinitāte pret lielāko daļu materiālu, tostarp silīciju, ka to nevar sagatavot vai uzglabāt stikla traukos. Mitrā gaisā tas reaģē ar ūdeni, veidojot tikpat bīstamu fluorūdeņražskābi.

Fluors, mijiedarbojoties ar ūdeņradi, eksplodē pat zemā temperatūrā un tumsā. Tas spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot fluorūdeņražskābi un skābekļa gāzi. Dažādi materiāli, tostarp smalkie metāli un stikls, deg ar spilgtu liesmu fluora gāzes plūsmā. Turklāt šis ķīmiskais elements veido savienojumus ar cēlgāzēm kriptonu, ksenonu un radonu. Tomēr tas tieši nereaģē ar slāpekli un skābekli.

Neskatoties uz fluora ārkārtējo aktivitāti, tagad ir pieejamas metodes tā drošai apstrādei un transportēšanai. Elementu var uzglabāt konteineros, kas izgatavoti no tērauda vai monela (ar niķeli bagāts sakausējums), jo uz šo materiālu virsmas veidojas fluorīdi, kas novērš turpmāku reakciju.

Fluorīdi ir vielas, kurās fluors ir kā negatīvi lādēts jons (F -) kombinācijā ar dažiem pozitīvi lādētiem elementiem. Fluora savienojumi ar metāliem ir vieni no stabilākajiem sāļiem. Izšķīdinot ūdenī, tie sadalās jonos. Citas fluora formas ir kompleksi, piemēram, - un H 2 F +.

Izotopi

Šim halogēnam ir daudz izotopu, sākot no 14 F līdz 31 F. Taču fluora izotopu sastāvā ir tikai viens no tiem, 19 F, kas satur 10 neitronus, jo tas ir vienīgais, kas ir stabils. Radioaktīvais izotops 18 F ir vērtīgs pozitronu avots.

Bioloģiskā ietekme

Fluors organismā galvenokārt atrodas kaulos un zobos jonu veidā. Saskaņā ar Amerikas Savienoto Valstu Nacionālās Zinātņu akadēmijas Nacionālās pētniecības padomes datiem, dzeramā ūdens fluorēšana koncentrācijā, kas ir mazāka par vienu miljonu, ievērojami samazina zobu kariesa sastopamību. Savukārt pārmērīga fluora uzkrāšanās var izraisīt fluorozi, kas izpaužas kā raibi zobi. Šo efektu parasti novēro apgabalos, kur šī ķīmiskā elementa saturs dzeramajā ūdenī pārsniedz 10 ppm koncentrāciju.

Elementārais fluors un fluora sāļi ir toksiski, un ar tiem jārīkojas ļoti uzmanīgi. Rūpīgi jāizvairās no saskares ar ādu vai acīm. Tas rada reakciju ar ādu, kas ātri iekļūst audos un reaģē ar kalciju kaulos, tos neatgriezeniski bojājot.

Fluors vidē

Ikgadējā fluorīta minerāla produkcija ir aptuveni 4 miljoni tonnu, un kopējā izpētīto atradņu jauda ir 120 miljonu tonnu robežās. Galvenās šī minerāla ieguves vietas ir Meksika, Ķīna un Rietumeiropa.

Fluors dabiski sastopams zemes garozā, kur to var atrast akmeņos, oglēs un mālos. Fluorīdi gaisā nonāk augsnes vēja erozijas rezultātā. Fluors ir 13. vietā visbiežāk sastopamais ķīmiskais elements zemes garozā – tā saturs ir 950 ppm. Augsnēs tā vidējā koncentrācija ir aptuveni 330 ppm. Ūdeņraža fluorīds var nonākt gaisā degšanas procesu rezultātā rūpniecībā. Fluorīdi, kas atrodas gaisā, galu galā izkrīt uz zemes vai ūdenī. Kad fluorīds saistās ar ļoti mazām daļiņām, tas var palikt gaisā ilgu laiku.

Atmosfērā 0,6 ppb šī ķīmiskā elementa atrodas sāls miglas un organisko hlora savienojumu veidā. Pilsētvidē koncentrācija sasniedz 50 daļas uz miljardu.

Savienojumi

Fluors ir ķīmisks elements, kas veido plašu organisko un neorganisko savienojumu klāstu. Ķīmiķi ar to var aizstāt ūdeņraža atomus, tādējādi radot daudzas jaunas vielas. Ļoti reaģējošs halogēns veido savienojumus ar cēlgāzēm. 1962. gadā Nīls Bartlets sintezēja ksenona heksafluorplatinātu (XePtF6). Ir iegūti arī kriptona un radona fluorīdi. Vēl viens savienojums ir argona fluorhidrīds, kas ir stabils tikai ārkārtīgi zemā temperatūrā.

Rūpnieciskais pielietojums

Fluoru atomu un molekulāros stāvokļos izmanto plazmas kodināšanai pusvadītāju, plakano paneļu displeju un mikroelektromehānisko sistēmu ražošanā. Fluorūdeņražskābi izmanto stikla kodināšanai lampās un citos izstrādājumos.

Kopā ar dažiem tā savienojumiem fluors ir svarīga sastāvdaļa farmaceitisko līdzekļu, agroķīmisko vielu, degvielas un smērvielu un tekstilizstrādājumu ražošanā. Ķīmiskais elements ir nepieciešams halogenēto alkānu (halonu) ražošanai, kurus savukārt plaši izmantoja gaisa kondicionēšanas un saldēšanas sistēmās. Šāda hlorfluorogļūdeņražu izmantošana vēlāk tika aizliegta, jo tie veicina ozona slāņa iznīcināšanu atmosfēras augšējos slāņos.

Sēra heksafluorīds ir ārkārtīgi inerta, netoksiska gāze, kas klasificēta kā siltumnīcefekta gāze. Bez fluora nevar ražot plastmasu ar zemu berzi, piemēram, teflonu. Daudzi anestēzijas līdzekļi (piemēram, sevoflurāns, desflurāns un izoflurāns) ir fluorogļūdeņraža atvasinājumi. Nātrija heksafluoraluminātu (kriolītu) izmanto alumīnija elektrolīzē.

Fluora savienojumus, tostarp NaF, izmanto zobu pastās, lai novērstu zobu bojāšanos. Šīs vielas tiek pievienotas komunālajiem ūdens krājumiem, lai fluorizētu ūdeni, taču šī prakse tiek uzskatīta par pretrunīgu, jo tā ietekmē cilvēku veselību. Augstākās koncentrācijās NaF izmanto kā insekticīdu, īpaši prusaku apkarošanai.

Agrāk fluorīdus izmantoja, lai samazinātu rūdas un palielinātu to plūstamību. Fluors ir svarīga sastāvdaļa urāna heksafluorīda ražošanā, ko izmanto tā izotopu atdalīšanai. 18 F, radioaktīvs izotops ar 110 minūtēm, izstaro pozitronus un bieži tiek izmantots medicīniskajā pozitronu emisijas tomogrāfijā.

Fluora fizikālās īpašības

Ķīmiskā elementa pamatīpašības ir šādas:

• Atommasa 18,9984032 g/mol.
• Elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 5.
• Oksidācijas stāvoklis -1.
• Blīvums 1,7 g/l.
• Kušanas temperatūra 53,53 K.
• Vārīšanās temperatūra 85,03 K.
• Siltuma jauda 31,34 J/(K mol).

FLUORS(lat. Fluorum), F, ķīmiskais elements ar atomskaitli 9, atommasa 18.998403. Dabiskais fluors sastāv no viena stabila nuklīda 19 F. Ārējā elektronu slāņa konfigurācija ir 2s 2 p 5. Savienojumos tam ir tikai oksidācijas pakāpe –1 (I valence). Fluors atrodas Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas VIIA grupas otrajā periodā un pieder pie halogēniem.

Neitrālā fluora atoma rādiuss ir 0,064 nm, F jona rādiuss ir 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) un 0,119 (6) nm (koordinācijas skaitļa vērtība norādīta iekavās) . Neitrāla fluora atoma secīgās jonizācijas enerģijas ir attiecīgi 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 un 114,2 eV. Elektronu afinitāte 3,448 eV (augstākā starp visu elementu atomiem). Pēc Polinga skalas fluora elektronegativitāte ir 4 (visu elementu augstākā vērtība). Fluors ir visaktīvākais nemetāls.

Brīvā formā fluors ir bezkrāsaina gāze ar asu, smacējošu smaku.

Īpašības: normālos apstākļos fluors ir gāze (blīvums 1,693 kg/m3) ar asu smaku. Vārīšanās temperatūra 188,14°C, kušanas temperatūra 219,62°C. Cietā stāvoklī tas veido divas modifikācijas: a-forma, kas pastāv no kušanas punkta līdz 227,60°C, un b- forma, kas ir stabila temperatūrā, kas zemāka par 227,60°C.

Tāpat kā citi halogēni, fluors pastāv divatomisku F 2 molekulu veidā. Attālums starp kodoliem molekulā ir 0,14165 nm. F2 molekulai ir raksturīga anomāli zema disociācijas enerģija atomos (158 kJ/mol), kas jo īpaši nosaka fluora augsto reaktivitāti.

Fluora ķīmiskā aktivitāte ir ārkārtīgi augsta. No visiem elementiem ar fluoru tikai trīs vieglās inertās gāzes neveido fluorīdus: hēlijs, neons un argons. Visos savienojumos fluoram ir tikai viens oksidācijas stāvoklis, 1.

Fluors tieši reaģē ar daudzām vienkāršām un sarežģītām vielām. Tādējādi, saskaroties ar ūdeni, fluors ar to reaģē (bieži saka, ka “ūdens deg fluorā”):

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

Fluors reaģē sprādzienbīstami, vienkārši saskaroties ar ūdeņradi (H):

H 2 + F 2 = 2HF.

Tas rada fluorūdeņraža gāzi HF, kas bezgalīgi šķīst ūdenī, veidojot relatīvi vāju fluorūdeņražskābi.

Fluors reaģē ar lielāko daļu nemetālu. Tādējādi, fluoram reaģējot ar grafītu, veidojas savienojumi ar vispārīgo formulu CF x, fluoram reaģējot ar silīcija (Si) fluorīdu SiF 4, ar bora trifluorīdu BF 3. Fluoram reaģējot ar sēru (S), veidojas savienojumi SF 6 un SF 4 utt.

Ir zināms liels skaits fluora savienojumu ar citiem halogēniem, piemēram, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 un citi, un broms (Br) un jods (I) aizdegas fluora atmosfērā parastā temperatūrā, un hlors ( Cl) mijiedarbojas ar fluoru, kad tas tiek uzkarsēts līdz 200-250°C.

Papildus norādītajām inertajām gāzēm slāpeklis (N), skābeklis (O), dimants, oglekļa dioksīds un oglekļa monoksīds tieši nereaģē ar fluoru.

Netieši tika iegūts slāpekļa trifluorīds NF 3 un skābekļa fluorīdi O 2 F 2 un OF 2, kuros skābeklim ir neparasti oksidācijas pakāpes +1 un +2.

Kad fluors mijiedarbojas ar ogļūdeņražiem, notiek to iznīcināšana, ko papildina dažāda sastāva fluorogļūdeņražu ražošana.

Ar nelielu karsēšanu (100-250°C) fluors reaģē ar sudrabu (Ag), vanādiju (V), rēniju (Re) un osmiju (Os). Ar zeltu (Au), titānu (Ti), niobiju (Nb), hromu (Cr) un dažiem citiem metāliem reakcija ar fluoru sāk notikt temperatūrā virs 300-350°C. Ar tiem metāliem, kuru fluorīdi ir negaistoši (alumīnijs (Al), dzelzs (Fe), varš (Cu) u.c.), fluors reaģē ar jūtamu ātrumu temperatūrā virs 400-500°C.

Dažus augstākus metālu fluorīdus, piemēram, urāna heksafluorīdu UF 6 iegūst, iedarbojoties ar fluoru vai fluorēšanas līdzekli, piemēram, BrF 3 uz zemākiem halogenīdiem, piemēram:

UF 4 + F 2 = UF 6

Jāatzīmē, ka jau minētā fluorūdeņražskābe HF atbilst ne tikai vidējiem fluorīdiem, piemēram, NaF vai CaF 2, bet arī skābiem fluorīdiem un hidrofluorīdiem, piemēram, NaHF 2 un KHF 2.

Ir arī sintezēts liels skaits dažādu fluororganisko savienojumu, tostarp slavenais teflons, materiāls, kas ir tetrafluoretilēna polimērs.

Atklāšanas vēsture: Fluora atklāšanas vēsture ir saistīta ar minerālu fluorītu jeb fluoršpatu. Šī minerāla sastāvs, kā tagad zināms, atbilst formulai CaF 2, un tā ir pirmā fluoru saturošā viela, ko cilvēks sāka lietot. Senatnē tika atzīmēts, ka, ja metāla kausēšanas laikā rūdai pievieno fluorītu, rūdas un izdedžu kušanas temperatūra tiek pazemināta, kas ievērojami atvieglo procesu (no šejienes arī minerāla nosaukums - no latīņu fluo - plūsma).

1771. gadā, apstrādājot fluorītu ar sērskābi, zviedru ķīmiķis K. Šēle pagatavoja skābi, ko viņš sauca par “fluorskābi”. Franču zinātnieks A. Lavuazjē ierosināja, ka šī skābe satur jaunu ķīmisko elementu, ko viņš ierosināja saukt par "fluorēmu" (Lavoisier uzskatīja, ka fluorūdeņražskābe ir fluora savienojums ar skābekli, jo, pēc Lavuazjē domām, visām skābēm ir jābūt skābeklim) . Tomēr viņš nespēja identificēt jaunu elementu.

Jaunajam elementam tika dots nosaukums “fluor”, kas atspoguļojas arī tā latīniskajā nosaukumā. Bet ilgstoši mēģinājumi izolēt šo elementu brīvā formā bija neveiksmīgi. Daudzi zinātnieki, kuri mēģināja to iegūt brīvā formā, šādu eksperimentu laikā nomira vai kļuva par invalīdiem. Tie ir angļu ķīmiķi brāļi T. un G. Knoksi un franču J.-L. Gay-Lussac un L. J. Thénard un daudzi citi. Pats G. Dāvijs, kurš pirmais ieguva brīvo nātriju (Na), kāliju (K), kalciju (Ca) un citus elementus, eksperimentu rezultātā par fluora ražošanu elektrolīzes ceļā saindējās un smagi saslima. Iespējams, visu šo neveiksmju iespaidā 1816. gadā jaunajam elementam - fluoram (no grieķu phtoros - iznīcināšana, nāve) tika piedāvāts nosaukums, kaut arī pēc skaņas līdzīgs, bet pēc nozīmes pilnīgi atšķirīgs. Šis elementa nosaukums ir pieņemts tikai krievu valodā, franči un vācieši turpina saukt fluoru fluoru, britu fluoru.

Pat tik izcils zinātnieks kā M. Faradejs nespēja iegūt fluoru tā brīvā formā. Tikai 1886. gadā franču ķīmiķim A. Moissanam, izmantojot šķidrā fluorūdeņraža HF elektrolīzi, atdzesētu līdz 23°C temperatūrai (šķidrumam jāsatur nedaudz kālija fluorīda KF, kas nodrošina tā elektrovadītspēju), izdevās iegūt. pirmā jaunas, īpaši reaģējošas gāzes daļa pie anoda. Savos pirmajos eksperimentos Moissan izmantoja ļoti dārgu elektrolizatoru, kas izgatavots no platīna (Pt) un irīdija (Ir), lai ražotu fluoru. Turklāt katrs iegūtais fluora grams “apēda” līdz 6 g platīna. Vēlāk Moissan sāka izmantot daudz lētāku vara elektrolizatoru. Fluors reaģē ar varu (Cu), bet reakcija veido plānu fluora kārtiņu, kas novērš tālāku metāla iznīcināšanu.

Kvīts: Pirmajā fluora ražošanas posmā izdalās ūdeņraža fluorīds HF. Ūdeņraža fluorīda un fluorūdeņražskābes (fluorūdeņražskābes) sagatavošana parasti notiek kopā ar fluorapatīta pārstrādi fosfātu mēslošanas līdzekļos. Ūdeņraža fluorīda gāze, kas veidojas, apstrādājot fluorapatītu ar sērskābi, tiek savākta, sašķidrināta un izmantota elektrolīzei. Elektrolīzi var veikt vai nu kā šķidru HF un KF maisījumu (process tiek veikts 15-20°C temperatūrā), kā arī kā KH 2 F 3 kausējumu (70-120°C temperatūrā). ) vai KHF 2 kausējumu (245-310°C temperatūrā). Laboratorijā, lai sagatavotu nelielu daudzumu brīvā fluora, var izmantot vai nu karsējot MnF 4, kas izvada fluoru, vai karsējot K 2 MnF 6 un SbF 5 maisījumu:

2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.

Meklēšana dabā: Fluora saturs zemes garozā ir diezgan augsts un sastāda 0,095% no svara (ievērojami vairāk nekā tuvākajam fluora analogam hlora (Cl) grupā). Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, fluors, protams, nenotiek brīvā formā. Nozīmīgākie fluora minerāli ir fluorīts (fluoršpats), kā arī fluorapatīts 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 un kriolīts Na 3 AlF 6. Fluors kā piemaisījums ir daļa no daudzām minerālvielām un ir atrodams gruntsūdeņos; jūras ūdenī 1,3·10 4% fluora.

Pielietojums: Fluoru plaši izmanto kā fluorēšanas līdzekli dažādu fluorīdu (SF 6, BF 3, WF 6 un citu) ražošanā, tostarp cēlgāzu ksenona (Xe) un kriptona (Kr) savienojumu ražošanā. Urāna heksafluorīdu UF 6 izmanto urāna (U) izotopu atdalīšanai. Fluoru izmanto teflona, ​​citu fluoroplastu, fluora gumiju, fluoru saturošu organisko vielu un materiālu ražošanā, kas tiek plaši izmantoti tehnoloģijās, īpaši gadījumos, kad nepieciešama izturība pret agresīvu vidi, augstu temperatūru u.c.