Kurai kategorijai pieder fluors? Ķīmija

Fluors/… Morfēmiskās pareizrakstības vārdnīca

A; m [no grieķu val. ftorosa nāve, iznīcināšana] Ķīmiskais elements (F), gaiši dzeltena gāze ar asu smaku. Pievienot dzeramajam ūdenim f. * * * fluors (lat. Fluorum), periodiskās tabulas VII grupas ķīmiskais elements, pieder pie halogēniem. Bezmaksas…… enciklopēdiskā vārdnīca

- (lat. Fluorum) F, Mendeļejeva periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 9, atommasa 18.998403, pieder pie halogēniem. Gaiši dzeltena gāze ar asu smaku, kušanas temperatūra 219.699.C, viršanas temperatūra 188.200.C, blīvums 1.70 g/cm³.… … Lielā enciklopēdiskā vārdnīca

F (no grieķu pthhoros death, destruction, lat. Fluorum * a. fluors; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), ķīmiskais. VII grupas elements ir periodisks. Mendeļejeva sistēma, attiecas uz halogēniem, plkst. n. 9, plkst. m 18,998403. Dabā ir 1 stabils izotops 19F... Ģeoloģiskā enciklopēdija

- (Fluorum), F, periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 9, atommasa 18,9984; attiecas uz halogēniem; gāze, viršanas temperatūra 188,2°C. Fluoru izmanto urāna, aukstumaģentu, medikamentu un citu ražošanā, kā arī... ... Mūsdienu enciklopēdija

Fluors- (Fluorum), F, periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 9, atommasa 18,9984; attiecas uz halogēniem; gāze, viršanas temperatūra 188,2°C. Fluoru izmanto urāna, aukstumaģentu, medikamentu un citu ražošanā, kā arī... ... Ilustrētā enciklopēdiskā vārdnīca

- (simbols F), HALOGĒNU grupas gāzveida toksisks elements (periodiskās tabulas VII grupas elementi), pirmo reizi izolēts 1886. gadā. Tā galvenie avoti ir fluorīts un kriolīts. Tā ir gaiši dzeltena viela, kā rezultātā iegūstam...... Zinātniskā un tehniskā enciklopēdiskā vārdnīca

FLUORĪDS, fluors, cilvēks. (grieķu ftorosa nāve) (ķīm.). Ķīmiskais elements, bezkrāsaina gāze ar asu smaku. Ušakova skaidrojošā vārdnīca. D.N. Ušakovs. 1935 1940 ... Ušakova skaidrojošā vārdnīca

FLUORS, vai, vīrs. Ķīmiskais elements, indīga bezkrāsaina gāze ar asu smaku. | adj. fluors, ak, ak. Ožegova skaidrojošā vārdnīca. S.I. Ožegovs, N.Ju. Švedova. 1949 1992… Ožegova skaidrojošā vārdnīca

FLUORS, skatiet fluoru. Dāla skaidrojošā vārdnīca. UN. Dāls. 1863 1866… Dāla skaidrojošā vārdnīca

Grāmatas

Fluors un tā savienojumi
Fluors un tā savienojumi, Grebenjuks Aleksandrs Nikolajevičs, Musičuks Jurijs Ivanovičs, Širokovs Aleksejs Jurjevičs. Grāmatā sniegts fluora toksikoloģiskais raksturojums, sniegta informācija par tā izplatību dabā, aprakstīta šī elementa fizioloģiskā nozīme un patoloģijas klīniskās formas,...

Fluors

FLUORS-A; m.[no grieķu val ftoross — nāve, iznīcināšana] Ķīmiskais elements (F), gaiši dzeltena gāze ar asu smaku. Pievienot dzeramajam ūdenim f.

fluors

(lat. Fluorum), periodiskās tabulas VII grupas ķīmiskais elements, pieder pie halogēniem. Brīvais fluors sastāv no diatomiskām molekulām (F 2); gaiši dzeltena gāze ar asu smaku, t pl –219,699°C, t kip –188,200°C, blīvums 1,7 g/l. Aktīvākais nemetāls: reaģē ar visiem elementiem, izņemot hēliju, neonu un argonu. Fluora mijiedarbība ar daudzām vielām viegli izraisa aizdegšanos un eksploziju. Fluors iznīcina daudzus materiālus (tātad nosaukums: grieķu phthóros — iznīcināšana). Galvenās minerālvielas ir fluorīts, kriolīts, fluorapatīts. Fluoru izmanto fluororganisko savienojumu un fluorīdu ražošanai; fluors ir daļa no dzīvo organismu audiem (kauli, zobu emalja).

FLUORS

FLUORS (lat. Fluorum), F (lasīt “fluors”), ķīmiskais elements ar atomskaitli 9, atommasa 18.998403. Dabiskais fluors sastāv no viena stabila nuklīda (cm. NUKLĪDS) 19 F. Ārējā elektronu slāņa 2 konfigurācija s 2 lpp 5 . Savienojumos tam ir tikai oksidācijas pakāpe –1 (I valence). Fluors atrodas Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas VIIA grupas otrajā periodā un pieder pie halogēniem. (cm. HALOGĒNS).
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 veidā fluors ir bezkrāsaina gāze ar asu, smacējošu smaku.
Atklājumu vēsture (cm. Fluora atklāšanas vēsture ir saistīta ar minerālu fluorītu, vai fluoršpats. 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 zviedru ķīmiķis K. Šēle fluorītu apstrādāja ar sērskābi (cm. SCHEELE Kārlis Vilhelms) sagatavoja skābi, ko viņš sauca par "fluorskābi". Franču zinātnieks A. Lavuazjē (cm. LAVOZĪRS Antuāns Lorāns) 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 teiktā, visās skābēs ir jāsatur skābeklis). 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. Gejs Lussaks (cm. GEJS LUSAKS Džozefs Luiss) un L. J. Tenards (cm. TENĀRS Luiss Žaks), un daudzi citi. Pats G. Dāvijs (cm. DAVijs Hamfrijs), pirmais, kurš ieguva brīvu nātriju, kāliju, kalciju 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 pēc skaņas līdzīgs, bet pēc nozīmes pilnīgi atšķirīgs nosaukums. Šis elementa nosaukums ir pieņemts tikai krievu valodā, franči un vācieši turpina saukt fluoru par fluoru, briti - par fluoru.
Pat tik izcils zinātnieks kā M. Faradejs nespēja iegūt fluoru tā brīvā formā. (cm. FARADAJS Maikls). Tikai 1886. gadā franču ķīmiķis A. Moisāns (cm. MOISANT Henri), izmantojot šķidrā fluorūdeņraža HF elektrolīzi, atdzesētu līdz –23°C temperatūrai (šķidrumam jāsatur nedaudz kālija fluorīda KF, kas nodrošina tā elektrovadītspēju), izdevās iegūt pirmo porciju jauna, īpaši reaģējoša. gāze pie anoda. Savos pirmajos eksperimentos Moissan izmantoja ļoti dārgu elektrolizatoru, kas izgatavots no platīna un irīdija, lai iegūtu fluoru. Turklāt katrs iegūtais fluora grams “apēda” līdz 6 g platīna. Vēlāk Moissan sāka izmantot daudz lētāku vara elektrolizatoru. Fluors reaģē ar varu, bet reakcijas laikā veidojas plāna fluora kārtiņa, kas novērš tālāku metāla iznīcināšanu.
Atrodoties dabā
Fluora saturs zemes garozā ir diezgan augsts un sastāda 0,095% no svara (ievērojami vairāk nekā tuvākajam fluora analogam grupā - hloram (cm. HLORS)). Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, fluors, protams, nenotiek brīvā formā. Svarīgākie fluora minerāli ir fluorīts (fluoršpats), kā arī fluorapatīts 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 un kriolīts (cm. Kriolīts) Na 3 AlF 6 . Fluors kā piemaisījums ir daļa no daudzām minerālvielām un ir atrodams gruntsūdeņos; jūras ūdenī 1,3·10 -4% fluora.
Kvīts
Pirmajā fluora ražošanas posmā tiek izolēts ūdeņraža fluorīds. Fluorūdeņraža un fluorūdeņraža sagatavošana (cm. fluorūdeņražskābe)(fluorūdeņražskābe) 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.
Fizikālās un ķīmiskās 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-formu, kas pastāv no kušanas temperatūras līdz –227,60°C, un b-formu, 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 - hēliju, neonu un argonu. Visos savienojumos fluoram ir tikai viens oksidācijas pakāpe –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 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 vispārējo formulu CF x, fluoram reaģējot ar silīciju, veidojas SiF 4 fluorīds, bet ar boru - BF 3 trifluorīds. Fluoram mijiedarbojoties ar sēru, veidojas savienojumi SF 6 un SF 4 utt. (sk. Fluorīdi (cm. FLUORĪDS)).
Ir zināms liels skaits fluora savienojumu ar citiem halogēniem, piemēram, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 un citi, un broms un jods aizdegas fluora atmosfērā parastā temperatūrā, un hlors reaģē ar fluoru, kad to sakarsē līdz 200. -250 ° C.
Papildus norādītajām inertajām gāzēm slāpeklis, skābeklis, 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, vanādiju, rēniju un osmiju. Ar zeltu, titānu, niobiju, hromu un dažiem citiem metāliem reakcija ar fluoru sāk notikt temperatūrā virs 300-350°C. Ar tiem metāliem, kuru fluorīdi ir negaistoši (alumīnijs, dzelzs, varš utt.), fluors reaģē ar ievērojamu 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 - hidrofluorīdiem, piemēram, NaHF 2 un KHF 2.
Ir arī sintezēts liels skaits dažādu fluororganisko savienojumu (cm. ORGĀNU FLUORA SAVIENOJUMI), tostarp slavenais teflons (cm. TEFLONS)- materiāls, kas ir tetrafluoretilēna polimērs (cm. TETRAFLUOROETILĒNS) .
Pieteikums
Fluoru plaši izmanto kā fluorēšanas līdzekli dažādu fluorīdu (SF 6, BF 3, WF 6 un citu) ražošanā, ieskaitot inerto gāzu savienojumus. (cm. CĒGGĀZES) Ksenons un kriptons (skatīt Fluorēšana (cm. FLUORIDĀCIJA)). Urāna heksafluorīdu UF 6 izmanto urāna izotopu atdalīšanai. Fluoru izmanto teflona un citu fluoroplastmasu ražošanā (cm. PTFE), fluorkaučuki (cm. FLUORA GUMIJA), fluoru saturošas organiskas vielas un materiāli, kas tiek plaši izmantoti tehnoloģijās, īpaši gadījumos, kad nepieciešama izturība pret agresīvu vidi, augstu temperatūru u.c.
Bioloģiskā loma
Kā mikroelements (cm. MIKROELEMENTI) fluors ir atrodams visos organismos. Dzīvniekiem un cilvēkiem fluors atrodas kaulaudos (cilvēkiem - 0,2-1,2%) un īpaši dentīnā un zobu emaljā. Vidēja cilvēka organismā (ķermeņa svars 70 kg) ir 2,6 g fluora; Dienas nepieciešamība ir 2-3 mg, un to apmierina galvenokārt ar dzeramo ūdeni. Fluora trūkums noved pie zobu kariesa. Tāpēc fluora savienojumus pievieno zobu pastām un dažreiz pievieno dzeramajam ūdenim. Tomēr fluora pārpalikums ūdenī ir arī kaitīgs veselībai. Tas noved pie fluorozes (cm. FLUOROZE)- izmaiņas emaljas un kaulaudu struktūrā, kaulu deformācija. Maksimālā pieļaujamā koncentrācija fluora jonu saturam ūdenī ir 0,7 mg/l. Maksimālā pieļaujamā fluora gāzes koncentrācija gaisā ir 0,03 mg/m3. Fluora loma augos nav skaidra.

enciklopēdiskā vārdnīca. 2009 .

Sinonīmi:

Skatiet, kas ir “fluors” citās vārdnīcās:

fluors- fluors un... Krievu valodas pareizrakstības vārdnīca

fluors- fluors/… Morfēmiskās pareizrakstības vārdnīca

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 veidā 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 temperatūras 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 to uzkarsē 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 skābes fluorīdiem - 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 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 fluorapatīta apstrādē 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.

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).

Vēsturiska atsauce. 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 skābā kālija fluorīda KHF 2 piejaukumu.

Fluora ķīmija sāka attīstīties pagājušā gadsimta trīsdesmitajos gados, īpaši strauji Otrā pasaules kara laikā (1939-45) un pēc tā saistībā ar kodolrūpniecības un raķešu ražošanas 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 apatītos, 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.

71 vakarā Jonizācijas enerģija
(pirmais elektrons) 1680,0 (17,41) kJ/mol (eV) Elektroniskā konfigurācija 2s 2 2p 5 Ķīmiskās īpašības Kovalentais rādiuss 72 vakarā Jonu rādiuss (-1e)133 pm Elektronegativitāte
(pēc Paulinga vārdiem) 3,98 Elektrodu potenciāls 0 Oksidācijas stāvokļi −1 Vienkāršas vielas termodinamiskās īpašības Blīvums (pie –189 °C)1,108 /cm³ Molārā siltuma jauda 31,34 J /( mol) Siltumvadītspēja 0,028 W/(·) Kušanas temperatūra 53,53 Kušanas siltums (F-F) 0,51 kJ/mol Vārīšanās temperatūra 85,01 Iztvaikošanas siltums 6,54 (F-F) kJ/mol Molārais tilpums 17,1 cm³/mol Vienkāršas vielas kristāla režģis Režģa struktūra monoklīnika Režģa parametri 5,50 b=3,28 c=7,28 β=90,0 c/a attiecība — Debye temperatūra n/a

F	9
18,9984
2s 2 2p 5
Fluors

Ķīmiskās īpašības

Aktīvākais nemetāls, tas vardarbīgi mijiedarbojas ar gandrīz visām vielām (reti izņēmumi ir fluoroplastmasa), un ar lielāko daļu no tām - ar degšanu un sprādzienu. Fluora saskare ar ūdeņradi izraisa aizdegšanos un eksploziju pat ļoti zemā temperatūrā (līdz –252°C). Pat ūdens un platīns: urāns kodolrūpniecībai sadedzina fluora atmosfērā.
hlora trifluorīds ClF 3 - fluorētājs un spēcīgs raķešu degvielas oksidētājs
sēra heksafluorīds SF 6 - gāzveida izolators elektriskajā rūpniecībā
metālu fluorīdi (piemēram, W un V), kuriem ir dažas labvēlīgas īpašības
freoni ir labi aukstumaģenti
teflons - ķīmiski inerti polimēri
nātrija heksafluoralumināts - turpmākai alumīnija ražošanai ar elektrolīzi
dažādi fluora savienojumi

Raķešu spēle

Fluora savienojumus plaši izmanto raķešu tehnoloģijā kā oksidētāju raķešu degvielai.

Pielietojums medicīnā

Fluora savienojumus plaši izmanto medicīnā kā asins aizstājējus.

Bioloģiskā un fizioloģiskā loma

Fluors ir svarīgs ķermeņa elements. Cilvēka organismā fluors galvenokārt atrodams zobu emaljā fluorapatīta sastāvā - Ca 5 F (PO 4) 3. Ar nepietiekamu (mazāk par 0,5 mg/litrā dzeramā ūdens) vai pārmērīgu (vairāk nekā 1 mg/litrā) fluora patēriņu organismā var attīstīties zobu slimības: attiecīgi kariess un fluoroze (emaljas plankumainība) un osteosarkoma.

Kariesa profilaksei ieteicams lietot zobu pastas ar fluoru saturošām piedevām vai dzert fluorētu ūdeni (līdz koncentrācijai 1 mg/l), vai lokāli lietot 1-2% nātrija fluorīda vai alvas fluorīda šķīdumu. Šādas darbības var samazināt zobu bojāšanās iespējamību par 30-50%.

Maksimāli pieļaujamā saistītā fluora koncentrācija ražošanas telpu gaisā ir 0,0005 mg/litrā.

Papildus informācija

Fluors, fluors, F(9)
Fluors (Fluorine, French and German Fluor) brīvā stāvoklī iegūts 1886. gadā, taču tā savienojumi ir zināmi jau sen un plaši izmantoti metalurģijā un stikla ražošanā. Pirmā fluorīta (CaP) pieminēšana ar nosaukumu fluoršpats (Fliisspat) ir datēta ar 16. gadsimtu. Vienā no leģendārajam Vasilijam Valentīnam piedēvētajiem darbiem minēti dažādās krāsās krāsoti akmeņi - flux (Fliisse no latīņu valodas fluere - plūst, liet), kas izmantoti kā kušņi metālu kausēšanā. Par to raksta Agricola un Libavius. Pēdējais ievieš īpašus šīs plūsmas nosaukumus - fluoršpats (Flusspat) un minerālfluors. Daudzi 17. un 18. gadsimta ķīmisko un tehnisko darbu autori. aprakstiet dažādus fluoršpata veidus. Krievijā šos akmeņus sauca par spuru, spaltu, spļaut; Lomonosovs šos akmeņus klasificēja kā selenītus un nosauca tos par spar vai flux (kristālu plūsma). Krievu meistari, kā arī minerālu kolekciju kolekcionāri (piemēram, 18. gadsimtā princis P. F. Goļicins) zināja, ka daži špakteles veidi, karsējot (piemēram, karstā ūdenī), spīd tumsā. Tomēr Leibnics savā fosfora vēsturē (1710) šajā sakarā piemin termofosforu (Thermophosphorus).

Acīmredzot ķīmiķi un amatnieki ar fluorūdeņražskābi iepazinās ne vēlāk kā 17. gadsimtā. 1670. gadā Nirnbergas amatnieks Švanhards izmantoja fluoršpatu, kas sajaukts ar sērskābi, lai iegravētu rakstus uz stikla kausiem. Tomēr tajā laikā fluoršpata un fluorūdeņražskābes būtība bija pilnīgi nezināma. Tika uzskatīts, ka, piemēram, silīcijskābei ir kodināšanas efekts Švanharda procesā. Šo kļūdaino viedokli novērsa Šēle, kurš pierādīja, ka, fluoršpatam reaģējot ar sērskābi, stikla retortes korozijas rezultātā rodas silīcija skābe ar iegūto fluorūdeņražskābi. Turklāt Šēle konstatēja (1771), ka fluoršpats ir kaļķa zemes savienojums ar īpašu skābi, ko sauca par "zviedru skābi".

Lavuazjē atzina fluorūdeņražskābes radikāli par vienkāršu ķermeni un iekļāva to savā vienkāršo ķermeņu tabulā. Fluorūdeņražskābe tika iegūta vairāk vai mazāk tīrā veidā 1809. gadā. Gay-Lussac un Thénard, destilējot fluoršpatu ar sērskābi svina vai sudraba retortē. Šīs operācijas laikā abi pētnieki saindējās. Fluorūdeņražskābes patieso būtību 1810. gadā noteica Ampere. Viņš noraidīja Lavuazjē viedokli, ka fluorūdeņražskābei vajadzētu saturēt skābekli, un pierādīja šīs skābes analoģiju ar sālsskābi. Ampere ziņoja par saviem atklājumiem Deivijam, kurš nesen bija atklājis hlora elementāro dabu. Dāvijs pilnībā piekrita Ampera argumentiem un veltīja daudz pūļu, lai iegūtu brīvu fluoru, izmantojot fluorūdeņražskābes elektrolīzi un citus veidus. Ņemot vērā fluorūdeņražskābes spēcīgo korozīvo iedarbību uz stiklu, kā arī uz augu un dzīvnieku audiem, Ampere ierosināja tajā esošo elementu saukt par fluoru (grieķu valodā - iznīcināšana, nāve, mēris, mēris utt.). Tomēr Deivijs nepieņēma šo nosaukumu un ierosināja citu - Fluorīns, pēc analoģijas ar toreizējo hlora nosaukumu - Hlors, abi nosaukumi joprojām tiek lietoti angļu valodā. Amperes dotais vārds ir saglabājies krievu valodā.

Daudzi mēģinājumi izolēt brīvo fluoru 19. gadsimtā. nav novedis pie veiksmīgiem rezultātiem. Tikai 1886. gadā Moissan izdevās to izdarīt un iegūt brīvu fluoru dzeltenzaļas gāzes veidā. Tā kā fluors ir neparasti agresīva gāze, Moissanam bija jāpārvar daudzas grūtības, pirms viņš atrada materiālu, kas piemērots iekārtām eksperimentos ar fluoru. U veida caurule fluorūdeņražskābes elektrolīzei 55 ° C temperatūrā (dzesēta ar šķidru metilhlorīdu) tika izgatavota no platīna ar fluoršpata aizbāžņiem. Pēc brīvā fluora ķīmisko un fizikālo īpašību izpētes tas atrada plašu pielietojumu. Tagad fluors ir viens no svarīgākajiem komponentiem dažādu fluororganisko vielu sintēzē. 19. gadsimta sākuma krievu literatūrā. fluoru sauca dažādi: fluorūdeņražskābes bāze, fluors (Dvigubsky, 1824), fluorisms (Iovsky), fluors (Ščeglovs, 1830), fluors, fluors, fluorīds. Hess ieviesa nosaukumu fluors 1831. gadā.