FLUOR(lat. Fluorum), F, chemický prvek s atomovým číslem 9, atomová hmotnost 18,998403. Přírodní fluor se skládá z jednoho stabilního nuklidu 19 F. Konfigurace vnější elektronové vrstvy je 2s 2 p 5. Ve sloučeninách vykazuje pouze oxidační stav –1 (valence I). Fluor se nachází ve druhé periodě ve skupině VIIA Mendělejevovy periodické tabulky prvků a patří mezi halogeny.
Poloměr neutrálního atomu fluoru je 0,064 nm, poloměr iontu F je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) a 0,119 (6) nm (hodnota koordinačního čísla je uvedena v závorce) . Energie sekvenční ionizace neutrálního atomu fluoru jsou 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 a 114,2 eV. Elektronová afinita 3,448 eV (nejvyšší mezi atomy ze všech prvků). Na Paulingově stupnici má fluor elektronegativitu 4 (nejvyšší hodnota ze všech prvků). Fluor je nejaktivnější nekov.
Ve volné formě je fluor bezbarvý plyn se štiplavým, dusivým zápachem.
Vlastnosti: za normálních podmínek je fluor plyn (hustota 1,693 kg/m3) se štiplavým zápachem. Teplota varu 188,14 °C, teplota tání 219,62 °C. V pevném stavu tvoří dvě modifikace: A-forma, která existuje od bodu tání do 227,60 °C, a b- forma, která je stabilní při teplotách nižších než 227,60°C.
Stejně jako ostatní halogeny existuje fluor ve formě dvouatomových molekul F2. Mezijaderná vzdálenost v molekule je 0,14165 nm. Molekula F2 se vyznačuje anomálně nízkou energií disociace na atomy (158 kJ/mol), která určuje zejména vysokou reaktivitu fluoru.
Chemická aktivita fluoru je extrémně vysoká. Ze všech prvků s fluorem pouze tři lehké inertní plyny netvoří fluoridy: helium, neon a argon. Ve všech sloučeninách má fluor pouze jeden oxidační stav, 1.
Fluor přímo reaguje s mnoha jednoduchými i složitými látkami. Při kontaktu s vodou s ní tedy fluor reaguje (často se říká, že „voda hoří ve fluoru“):
2F2 + 2H20 = 4HF + 02.
Fluor explozivně reaguje při jednoduchém kontaktu s vodíkem (H):
H2 + F2 = 2HF.
Vzniká tak plynný fluorovodík HF, který je neomezeně rozpustný ve vodě za vzniku relativně slabé kyseliny fluorovodíkové.
Fluor reaguje s většinou nekovů. Při reakci fluoru s grafitem tedy vznikají sloučeniny obecného vzorce CF x, při reakci fluoru s fluoridem křemíku SiF 4 s fluoridem boritým BF 3. Při reakci fluoru se sírou (S) vznikají sloučeniny SF 6 a SF 4 atd.
Je známo velké množství sloučenin fluoru s jinými halogeny, například BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 a další, a brom (Br) a jod (I) se za běžných teplot vznítí v atmosféře fluoru a chlor ( Cl) interaguje s fluorem při zahřátí na 200-250 °C.
Kromě uvedených inertních plynů nereagují s fluorem přímo dusík (N), kyslík (O), diamant, oxid uhličitý a oxid uhelnatý.
Nepřímo byly získány fluorid dusitý NF 3 a fluoridy kyslíku O 2 F 2 a OF 2, ve kterých má kyslík neobvyklé oxidační stavy +1 a +2.
Při interakci fluoru s uhlovodíky dochází k jejich destrukci doprovázené produkcí fluorovaných uhlovodíků různého složení.
Při mírném zahřátí (100-250°C) reaguje fluor se stříbrem (Ag), vanadem (V), rheniem (Re) a osmiem (Os). Se zlatem (Au), titanem (Ti), niobem (Nb), chrómem (Cr) a některými dalšími kovy začíná reakce zahrnující fluor při teplotách nad 300-350 °C. S těmi kovy, jejichž fluoridy jsou netěkavé (hliník (Al), železo (Fe), měď (Cu) atd.), reaguje fluor znatelnou rychlostí při teplotách nad 400-500°C.
Některé fluoridy vyšších kovů, například hexafluorid uranu UF6, se získávají působením fluoru nebo fluoračního činidla, jako je BrF3, na nižší halogenidy, například:
UF4 + F2 = UF6
Je třeba poznamenat, že již zmíněná kyselina fluorovodíková HF odpovídá nejen středním fluoridům, jako je NaF nebo CaF 2, ale také kyselým fluoridům a fluorovodíkům, jako jsou NaHF 2 a KHF 2.
Bylo také syntetizováno velké množství různých organofluorových sloučenin, včetně slavného teflonu, materiálu, který je polymerem tetrafluorethylenu.
Historie objevů: Historie objevu fluoru je spojena s minerálem fluoritem neboli kazivec. Složení tohoto minerálu, jak je dnes známo, odpovídá vzorci CaF 2 a představuje první látku obsahující fluor, kterou člověk začal používat. V dávných dobách bylo zaznamenáno, že pokud se do rudy během tavení kovu přidá fluorit, sníží se bod tání rudy a strusky, což značně usnadňuje proces (odtud název minerálu - z latinského fluo - flow).
V roce 1771 připravil švédský chemik K. Scheele úpravou fluoritu kyselinou sírovou kyselinu, kterou nazval „kyselina fluorová“. Francouzský vědec A. Lavoisier navrhl, že tato kyselina obsahuje nový chemický prvek, který navrhl nazvat „fluorem“ (Lavoisier věřil, že kyselina fluorovodíková je sloučenina fluoru s kyslíkem, protože podle Lavoisiera musí všechny kyseliny obsahovat kyslík) . Nepodařilo se mu však identifikovat nový prvek.
Nový prvek dostal název „fluor“, což se odráží i v jeho latinském názvu. Ale dlouhodobé pokusy o izolaci tohoto prvku ve volné formě byly neúspěšné. Mnoho vědců, kteří se jej pokusili získat ve volné formě, během takových experimentů zemřelo nebo se stalo invalidou. Jedná se o anglické chemiky bratry T. a G. Knoxové a francouzské J.-L. Gay-Lussac a L. J. Thénard a mnoho dalších. Sám G. Davy, který jako první získal sodík (Na), draslík (K), vápník (Ca) a další prvky ve volné formě, se otrávil a vážně onemocněl v důsledku pokusů o výrobě fluoru elektrolýzou. . Pravděpodobně pod dojmem všech těchto neúspěchů byl v roce 1816 navržen název, i když zvukem podobný, ale významem zcela odlišný, pro nový prvek - fluor (z řeckého phtoros - zničení, smrt). Tento název pro prvek je přijímán pouze v ruštině, Francouzi a Němci nadále nazývají fluor fluor, Britové fluor.
Ani tak vynikající vědec jako M. Faraday nebyl schopen získat fluor ve volné formě. Teprve v roce 1886 se francouzskému chemikovi A. Moissanovi podařilo pomocí elektrolýzy kapalného fluorovodíku HF, ochlazeného na teplotu 23°C (kapalina musí obsahovat trochu fluoridu draselného KF, který zajišťuje její elektrickou vodivost), získat první část nového, extrémně reaktivního plynu na anodě. Ve svých prvních experimentech Moissan používal k výrobě fluoru velmi drahý elektrolyzér vyrobený z platiny (Pt) a iridia (Ir). Každý gram získaného fluoru navíc „snědl“ až 6 g platiny. Později Moissan začal používat mnohem levnější měděný elektrolyzér. Fluor reaguje s mědí (Cu), ale reakcí se vytvoří tenký film fluoridu, který zabraňuje další destrukci kovu.
Účtenka: V první fázi výroby fluoru se uvolňuje fluorovodík HF. K přípravě fluorovodíku a kyseliny fluorovodíkové dochází zpravidla současně se zpracováním fluorapatitu na fosforečná hnojiva. Plynný fluorovodík vznikající při zpracování fluorapatitu kyselinou sírovou se pak shromažďuje, zkapalňuje a používá k elektrolýze. Elektrolýzu lze provádět buď jako kapalnou směs HF a KF (proces se provádí při teplotě 15-20 °C), tak i jako taveninu KH 2 F 3 (při teplotě 70-120 °C C) nebo tavenina KHF2 (při teplotě 245-310 °C). V laboratoři lze pro přípravu malého množství volného fluoru použít buď ohřev MnF 4, který fluor eliminuje, nebo ohřev směsi K 2 MnF 6 a SbF 5:
2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2.
Nález v přírodě: Obsah fluoru v zemské kůře je poměrně vysoký a činí 0,095 % hmotnosti (výrazně více než nejbližší analog fluoru ve skupině chloru (Cl)). Vzhledem ke své vysoké chemické aktivitě se fluor samozřejmě nevyskytuje ve volné formě. Nejvýznamnějšími fluorovými minerály jsou fluorit (kazivec), dále fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 a kryolit Na 3 AlF 6. Fluor jako nečistota je součástí mnoha minerálů a nachází se v podzemních vodách; v mořské vodě 1,3·10 4 % fluoru.
Aplikace: Fluor je široce používán jako fluorační činidlo při výrobě různých fluoridů (SF 6, BF 3, WF 6 a dalších), včetně sloučenin vzácných plynů xenonu (Xe) a kryptonu (Kr). Hexafluorid uranu UF 6 se používá k separaci izotopů uranu (U). Fluor se používá při výrobě teflonu, dalších fluoroplastů, fluorkaučuků, organických látek s obsahem fluoru a materiálů, které mají široké uplatnění v technice, zejména v případech, kdy je vyžadována odolnost vůči agresivnímu prostředí, vysokým teplotám apod.
Fluor(lat. Fluorum), F, chemický prvek skupiny VII periodického systému Mendělejeva, patří mezi halogeny, atomové číslo 9, atomová hmotnost 18,998403; za normálních podmínek (0 °C; 0,1 Mn/m2 nebo 1 kgf/cm2) - světle žlutý plyn se štiplavým zápachem.
Přírodní fluor se skládá z jednoho stabilního izotopu 19F. Uměle byla získána řada izotopů, zejména: 16F s poločasem rozpadu 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).
Historický odkaz. První sloučenina fluoru - fluorit (kazivec) CaF 2 - byla popsána na konci 15. století pod názvem "fluor" (z latinského fluo - tok, díky vlastnosti CaF 2 vytvářet viskózní strusky hutní výrobní kapaliny -tekoucí). V roce 1771 získal K. Scheele kyselinu fluorovodíkovou. Volný fluor izoloval A. Moissan v roce 1886 elektrolýzou kapalného bezvodého fluorovodíku obsahujícího příměs kyselého fluoridu draselného KHF 2.
Fluorová chemie se začala rozvíjet ve 30. letech 20. století, zvláště rychle během druhé světové války v letech 1939-45 a po ní v souvislosti s potřebami jaderného průmyslu a raketové techniky. Název "Fluor" (z řeckého phthoros - zničení, smrt), navržený A. Amperem v roce 1810, se používá pouze v ruštině; V mnoha zemích je akceptován název „fluor“.
Distribuce fluoru v přírodě. Průměrný obsah fluoru v zemské kůře (clarke) je 6,25·10 -2 % hmotnosti; v kyselých vyvřelinách (granitech) je to 8·10 -2 %, v bazických horninách - 3,7·10 -2 %, v ultrabazických horninách - 1·10 -2 %. Fluor je přítomen v sopečných plynech a termálních vodách. Nejdůležitějšími sloučeninami fluoru jsou fluorit, kryolit a topaz. Celkem je známo více než 80 minerálů obsahujících fluor. Sloučeniny fluoru se také nacházejí v apatitech, fosforitech a dalších. Fluor je důležitý biogenní prvek. V historii Země byly zdrojem fluoru vstupujícího do biosféry produkty sopečných erupcí (plyny atd.).
Fyzikální vlastnosti fluoru. Plynný fluor má hustotu 1,693 g/l (0 °C a 0,1 Mn/m2, nebo 1 kgf/cm2), kapalný - 1,5127 g/cm3 (při bodu varu); tpl -219,61 °C; bod varu -188,13 °C. Molekula fluoru se skládá ze dvou atomů (F 2); při 1000 °C 50 % molekul disociuje, disociační energie je asi 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor je špatně rozpustný v kapalném fluorovodíku; rozpustnost 2,5-10-3 g ve 100 g HF při -70 °C a 0,4-10-3 g při -20 °C; v kapalné formě, neomezeně rozpustný v kapalném kyslíku a ozonu.
Chemické vlastnosti fluoru. Konfigurace vnějších elektronů atomu fluoru je 2s 2 2p 5. Ve sloučeninách vykazuje oxidační stav -1. Kovalentní atomový poloměr je 0,72 Á, iontový poloměr je 1,33 Á. Elektronová afinita 3,62 eV, ionizační energie (F → F+) 17,418 eV. Vysoké hodnoty elektronové afinity a ionizační energie vysvětlují silnou elektronegativitu atomu fluoru, největší ze všech ostatních prvků. Vysoká reaktivita fluoru určuje exotermickou povahu fluorace, která je zase určena abnormálně nízkou disociační energií molekuly fluoru a velkými hodnotami vazebné energie atomu fluoru s jinými atomy. Přímá fluoridace má řetězový mechanismus a může snadno vést ke spalování a výbuchu. Fluor reaguje se všemi prvky kromě helia, neonu a argonu. Interaguje s kyslíkem v doutnavém výboji, přičemž při nízkých teplotách vytváří fluoridy kyslíku O 2 F 2, O 3 F 2 a další. Reakce fluoru s jinými halogeny jsou exotermické, což vede k tvorbě interhalogenových sloučenin. Chlór interaguje s fluorem při zahřátí na 200-250 °C, čímž vzniká monofluorid chloru ClF a fluorid chloritý ClF 3. Známý je také ClF 5 získaný fluoridací ClF 3 při vysoké teplotě a tlaku 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2 Brom a jod se vznítí v atmosféře fluoru při běžných teplotách a lze získat BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 přímo s kryptonem, xenonem a radonem za vzniku odpovídajících fluoridů (například XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Xenonové oxyfluoridy jsou také známé.
Interakce fluoru se sírou je doprovázena uvolňováním tepla a vede k tvorbě četných fluoridů síry. Selen a telur tvoří vyšší fluoridy SeF 6 a TeF 6 . Fluor a vodík reagují se spalováním; tím vzniká fluorovodík. Jedná se o radikálovou reakci s rozvětvením řetězce: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (kde HF * a H 2 * jsou molekuly ve vibračně excitovaném stavu); reakce se používá v chemických laserech. Fluor reaguje s dusíkem pouze při elektrickém výboji. Dřevěné uhlí se při interakci s fluorem vznítí při běžných teplotách; grafit s ním za silného zahřívání reaguje a je možný vznik pevného fluoridu grafitu (CF) X nebo plynných perfluorovaných uhlovodíků CF 4, C 2 F 6 a dalších. Fluor za studena reaguje s borem, křemíkem, fosforem a arsenem za vzniku odpovídajících fluoridů.
Fluor se energicky slučuje s většinou kovů; alkalické kovy a kovy alkalických zemin se vznítí v atmosféře fluoru za studena, Bi, Sn, Ti, Mo, W - při mírném zahřátí. Hg, Pb, U, V reagují s fluorem při pokojové teplotě, Pt - při tmavě červené teplotě. Při reakci kovů s fluorem obvykle vznikají vyšší fluoridy, například UF 6, MoF 6, HgF 2. Některé kovy (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reagují s fluorem za vzniku ochranného filmu fluoridů, který brání další reakci.
Při interakci fluoru s oxidy kovů v chladu vznikají fluoridy kovů a kyslík; Je také možná tvorba oxyfluoridů kovů (například Mo02F2). Nekovové oxidy buď přidávají fluor, například SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, nebo je v nich kyslík nahrazen fluorem, například SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Sklo reaguje s fluorem velmi pomalu; v přítomnosti vody reakce probíhá rychle. Voda interaguje s fluorem: 2H20 + 2F2 = 4HF + O2; v tomto případě se také tvoří OF 2 a peroxid vodíku H 2 O 2. Oxidy dusíku NO a NO 2 snadno přidávají fluor za vzniku nitrosylfluoridu FNO a nitrilfluoridu FNO 2, v daném pořadí. Oxid uhelnatý (II) při zahřívání přidává fluor za vzniku karbonylfluoridu: CO + F 2 = COF 2.
Hydroxidy kovů reagují s fluorem za vzniku fluoridu kovu a kyslíku, například 2Ba(OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H20 + O2. Vodné roztoky NaOH a KOH reagují s fluorem při 0 °C za vzniku OF2.
Kovové nebo nekovové halogenidy reagují s fluorem za studena, přičemž fluor nahrazuje všechny halogeny.
Sulfidy, nitridy a karbidy jsou snadno fluorovatelné. Hydridy kovů tvoří za studena fluorid kovu a HF s fluorem; amoniak (v páře) - N 2 a HF. Fluor nahrazuje vodík v kyselinách nebo kovech v jejich solích, například HNO 3 (nebo NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (nebo NaF); za přísnějších podmínek vytěsňuje fluor z těchto sloučenin kyslík a vytváří sulfurylfluorid, například Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2 . Uhličitany alkalických kovů a kovů alkalických zemin reagují s fluorem za běžných teplot; tím vzniká odpovídající fluorid, CO 2 a O 2 .
Fluor prudce reaguje s organickými látkami.
Získání fluoru. Zdrojem pro výrobu fluoru je fluorovodík, který se získává převážně buď působením kyseliny sírové H 2 SO 4 · na fluorit CaF 2, nebo zpracováním apatitů a fosforitů. Výroba fluoru se provádí elektrolýzou taveniny kyselého fluoridu draselného KF-(1,8-2,0)HF, který vzniká při nasycení taveniny KF-HF fluorovodíkem na obsah 40-41 % HF. Materiálem pro elektrolyzér je obvykle ocel; elektrody - uhlíková anoda a ocelová katoda. Elektrolýza se provádí při 95-100 °C a napětí 9-11 V; Výstupní proud fluoru dosahuje 90-95%. Výsledný fluor obsahuje až 5 % HF, který se odstraní zmrazením s následnou absorpcí fluoridem sodným. Fluor se skladuje v plynném stavu (pod tlakem) a v kapalné formě (při ochlazení kapalným dusíkem) v zařízeních z niklu a slitin na jeho bázi (Monel metal), mědi, hliníku a jeho slitin, mosazi, nerezu.
Aplikace fluoru. Plynný fluor se používá k fluoraci UF 4 na UF 6, k izotopové separaci uranu, dále k výrobě fluoridu chloričitého ClF 3 (fluorační činidlo), fluoridu sírového SF 6 (plynný izolant v elektrotechnickém průmyslu), fluoridy kovů (například W a V). Kapalný fluor je okysličovadlo pro raketová paliva.
Hojně se používají četné sloučeniny fluoru - fluorovodík, fluorid hlinitý, silikofluoridy, kyselina fluorosulfonová (rozpouštědlo, katalyzátor, činidlo pro výrobu organických sloučenin obsahujících skupinu - SO 2 F), BF 3 (katalyzátor), organofluorové sloučeniny a další.
Bezpečnostní opatření. Fluor je toxický, jeho maximální přípustná koncentrace ve vzduchu je přibližně 2,10 -4 mg/l a maximální přípustná koncentrace při expozici po dobu ne delší než 1 hodinu je 1,5,10 -3 mg/l.
Fluorid v těle. Fluor je neustále obsažen v živočišných a rostlinných tkáních; mikroelement Ve formě anorganických sloučenin se nachází především v kostech zvířat a lidí - 100-300 mg/kg; Zvláště v zubech je hodně fluoru. Kosti mořských živočichů jsou bohatší na fluor ve srovnání s kostmi suchozemských živočichů. Do organismu zvířat a lidí se dostává především s pitnou vodou, ve které je optimální obsah fluoru 1-1,5 mg/l. Při nedostatku fluoru člověku vzniká zubní kaz a při zvýšeném příjmu - fluoróza. Vysoké koncentrace fluorových iontů jsou nebezpečné pro svou schopnost inhibovat řadu enzymatických reakcí a také vázat biologicky důležité prvky. (P, Ca, Mg a další), narušující jejich rovnováhu v těle. Organické deriváty fluoridu se nacházejí pouze v některých rostlinách (například v jihoafrickém Dichapetalum cymosum). Hlavními jsou deriváty kyseliny fluorooctové, toxické pro jiné rostliny i živočichy. Bylo zjištěno spojení mezi metabolismem fluoridů a tvorbou kosterní kostní tkáně a zejména zubů.
Otrava fluorem je možná u pracovníků v chemickém průmyslu, při syntéze sloučenin obsahujících fluor a při výrobě fosfátových hnojiv. Fluor dráždí dýchací cesty a způsobuje poleptání kůže. Při akutní otravě dochází k podráždění sliznic hrtanu a průdušek, očí, slinění a krvácení z nosu; v těžkých případech - plicní edém, poškození centrálního nervového systému a další; v chronických případech - konjunktivitida, bronchitida, pneumonie, pneumoskleróza, fluoróza. Charakteristické jsou kožní léze, jako je ekzém. První pomoc: výplach očí vodou, při popáleninách kůže výplach 70% lihem; při inhalační otravě – vdechnutí kyslíku. Prevence: dodržování bezpečnostních předpisů, nošení speciálního oblečení, pravidelné lékařské prohlídky, zařazení vápníku a vitamínů do stravy.
Zkáza a smrt. Takto je název přeložen z řečtiny fluorid. Jméno je spojeno s historií jeho objevu. Desítky vědců byly zraněny nebo zemřely při pokusu izolovat prvek, jehož existenci Scheele jako první navrhl. Získal kyselinu fluorovodíkovou, ale nedokázal z ní extrahovat novou látku – fluor.
Název je spojen s minerálem - základem kyseliny fluorovodíkové a hlavní zdroj fluoridů. Elektrolýzou se jej pokusili získat i bratři Knoxové z Anglie a Gay-Lussac a Tenard z Francie. Zemřeli během experimentů.
Davy, který objevil sodík, draslík a vápník, kontaktoval fluor, byl otráven a stal se invalidním. Poté vědecká komunita prvek přejmenovala. Ale je to opravdu tak nebezpečné mimo chemické laboratoře a proč je to potřeba? Na tyto otázky odpovíme dále.
Chemické a fyzikální vlastnosti fluoru
Fluor zaujímá 9. místo. V přírodě se prvek skládá z jediného stabilního nuklidu. Tak se nazývají atomy, jejichž životní cyklus je dostatečný pro pozorování a vědecký výzkum. Hmotnost atom fluoru– 18 998. V molekule jsou 2 atomy.
Fluor – prvek s nejvyšší elektronegativitou. Jev je spojen se schopností atomu spojit se s ostatními a přitahovat k sobě elektrony. Fluorový index na Paulingově stupnici je 4. To přispívá ke slávě 9. prvku jako nejaktivnějšího nekovu. V normálním stavu je to nažloutlý plyn. Je toxický a má štiplavý zápach – něco mezi aromatem ozónu a chlóru.
Fluor je látka s abnormálně nízkým bodem varu pro plyny – pouze 188 stupňů Celsia. Zbývající halogeny, tedy typické nekovy ze 7. skupiny periodické tabulky, se vaří vysokou rychlostí. To je způsobeno tím, že mají d-podúroveň, která je zodpovědná za jeden a půl vazby. Molekula fluoružádný nemá.
Aktivita fluoru je vyjádřena počtem a povahou možných reakcí s jinými prvky. Spojení s většinou z nich je doprovázeno hořením a výbuchy. Při kontaktu s vodíkem vzniká plamen i při nízkých teplotách. Dokonce i voda hoří ve fluorové atmosféře. Navíc v komoře s nažloutlým plynem se vznítí ten nejinertnější a nejcennější prvek.
Sloučeniny fluoru nemožné pouze s neonem, argonem a heliem. Všechny 3 plyny jsou lehké a inertní. Není z plynů, není citlivý na fluor. Existuje řada prvků, se kterými jsou reakce možné pouze za zvýšených teplot. Ano, pár chlorfluor interaguje pouze při 200-250 stupních Celsia.
Aplikace fluoridu
Bez fluoru Teflonové povlaky nejsou nutné. Jejich vědecký název je tetrafluorethylen. Sloučeniny patří do organické skupiny a mají nepřilnavé vlastnosti. Teflon je v podstatě plast, ale nezvykle těžký. Hustota vody je 2krát vyšší - to je důvod nadměrné hmotnosti povlaku a nádobí s ním.
V jaderném průmyslu fluor Má to spojení s procesem separace izotopů uranu. Vědci tvrdí, že kdyby neexistoval 9. prvek, nebyly by ani jaderné elektrárny. Jako palivo pro ně neslouží jen tak ledajaký uran, ale jen několik jeho izotopů, zejména 235. Separační metody jsou určeny pro plyny a těkavé kapaliny.
Ale uran se vaří při 3500 stupních Celsia. Není jasné, jaké materiály pro kolony a odstředivky vydrží takové teplo. Naštěstí existuje těkavý hexafluorid uranu, který vře pouze při 57 stupních. Z toho se izoluje kovová frakce.
Oxidace fluoru, přesněji řečeno jeho oxidace raketového paliva je důležitým prvkem leteckého průmyslu. Není v něm užitečný plynný prvek, ale kapalina. V tomto stavu se fluor zbarví jasně žlutě a je nejreaktivnější.
V metalurgii se používá standardní plyn. Fluoridový vzorec transformuje. Prvek je obsažen ve směsi nezbytné k výrobě hliníku. Vyrábí se elektrolýzou. Zde se jedná o hexafluoraluminát.
Připojení přijde vhod v optice fluor hořečnatý, tedy fluor. Je transparentní v rozsahu světelných vln od vakuového ultrafialového až po infračervené záření. Zde přichází spojení s čočkami a hranoly pro specializované optické přístroje.
Devátého prvku si všimli také lékaři, zejména zubaři. V zubech našli 0,02 % fluoridu. Pak se ukázalo, že v regionech, kde je látky nedostatek, je výskyt kazů vyšší.
Obsaženo fluorid ve vodě, odkud vstupuje do těla. Ve vzácných oblastech začali uměle přidávat prvek do vody. Situace se zlepšila. Proto byl vytvořen fluoridová pasta.
Fluorid v zubním lékařství sklovina může způsobit fluorózu - ztmavnutí, skvrnitost tkání. Je to důsledek nadbytku prvku. Proto je v regionech s normálním složením vody lepší vybrat zubní pasta bez fluoru. Je také nutné sledovat jeho obsah v potravinářských výrobcích. Existuje dokonce i fluoridované mléko. Mořské plody není třeba obohacovat, obsahuje již hodně 9. prvku.
Těstoviny bez fluoru– výběr související se stavem zubů. Ale v medicíně je prvek potřebný nejen v oblasti stomatologie. Fluoridové přípravky se předepisují při problémech se štítnou žlázou, například při Gravesově chorobě. V boji proti ní hraje hlavní roli dvojice fluorid-jod.
Léky s 9. prvkem jsou potřebné pro ty, kteří mají chronický diabetes. Glaukom a rakovina jsou také na seznamu onemocnění, která se léčí fluorid. Jak kyslík látka je někdy vyžadována při onemocněních průdušek a revmatických diagnózách.
Extrakce fluoru
Těží se fluor vše stejným způsobem, který pomohl otevřít prvek. Po sérii úmrtí se jednomu z vědců podařilo nejen přežít, ale také uvolnit malé množství nažloutlého plynu. Vavříny si odnesl Henri Moissan. Za svůj objev byl Francouz oceněn Nobelovou cenou. Byla vydána v roce 1906.
Moissan použil metodu elektrolýzy. Aby se chemik neotrávil výpary, provedl reakci v ocelovém elektrifikátoru. Toto zařízení se používá dodnes. Obsahuje kyselé fluorid draselný.
Proces probíhá při teplotě 100 stupňů Celsia. Katoda je vyrobena z oceli. Anoda v instalaci je uhlíková. Je důležité zachovat těsnost systému, protože fluorové páry jedovatý.
Laboratoře nakupují speciální zátky pro těsnost. Jejich složení: fluor vápenatý. Laboratorní zařízení se skládá ze dvou měděných nádob. První se naplní taveninou a druhý se do ní ponoří. Vnitřní nádoba má na dně otvor. Prochází jím niklová anoda.
Katoda je umístěna v první nádobě. Z přístroje vyčnívají trubky. Z jednoho se uvolňuje vodík, z druhého fluor. K udržení těsnosti samotné zátky a fluorid vápenatý nestačí. Potřebujete také mazání. Jeho roli hraje glycerin nebo oxid.
Laboratorní metoda pro získání 9. prvku se používá pouze pro výukové ukázky. Technologie nemá praktické využití. Jeho existence však dokazuje, že se lze obejít i bez elektrolýzy. To však není nutné.
Cena fluoru
Za fluorid jako takový nejsou žádné náklady. Ceny jsou již stanoveny pro produkty obsahující 9. prvek periodické tabulky. Například zubní pasty obvykle stojí od 40 do 350 rublů. Léky jsou také levné a drahé. Vše záleží na výrobci a dostupnosti podobných produktů od jiných firem na trhu.
Pokud jde o ceny fluoridů pro zdraví může být zřejmě vysoká. Prvek je toxický. Manipulace s ním vyžaduje opatrnost. Fluorid může být prospěšný a dokonce i léčit.
K tomu však musíte o látce hodně vědět, předvídat její chování a samozřejmě konzultovat s odborníky. Fluor je z hlediska prevalence na Zemi na 13. místě. Samotné číslo zvané ďábelská desítka vás nutí k opatrnosti s živlem.
(podle zastaralé klasifikace - prvek hlavní podskupiny skupiny VII), druhá perioda, s atomovým číslem 9. Označuje se symbolem F (lat. Fluorum). Fluor je extrémně reaktivní nekov a nejsilnější oxidační činidlo je nejlehčím prvkem ze skupiny halogenů. Jednoduchá látka fluor (číslo CAS: 7782-41-4) je za normálních podmínek dvouatomový plyn (vzorec F 2) světle žluté barvy s pronikavým zápachem připomínajícím ozón nebo chlór. Velmi jedovatý.
Příběh
První sloučenina fluoru - fluorit (kazivec) CaF 2 - byla popsána na konci 15. století pod názvem „fluor“. V roce 1771 Karl Scheele získal kyselinu fluorovodíkovou.
Jako jeden z atomů kyseliny fluorovodíkové byl prvek fluor předpovězen v roce 1810 a izolován ve volné formě až o 76 let později Henri Moissanem v roce 1886 elektrolýzou kapalného bezvodého fluorovodíku obsahujícího příměs kyselého fluoridu draselného KHF 2.
původ jména
Název „fluor“ (ze starověké řečtiny φθόρος - zničení), navržený Andre Ampère v roce 1810, se používá v ruštině a některých dalších jazycích; v mnoha zemích se přejímají názvy, které jsou odvozeny z latinského „fluorum“ (které zase pochází z fluere – „téct“, podle vlastnosti sloučeniny fluoru, fluoritu (CaF 2), snižovat teplotu tání. bod rudy a zvýšit tekutost taveniny).
Účtenka
Průmyslový způsob získávání fluoru zahrnuje extrakci a obohacování fluoritových rud, rozklad jejich koncentrátu kyselinou sírovou za vzniku bezvodého HF a jeho elektrolytický rozklad.
K získání fluoru v laboratoři se využívá rozklad určitých sloučenin, ale všechny se v přírodě nenacházejí v dostatečném množství a získávají se pomocí volného fluoru.
Fyzikální vlastnosti
Světle žlutý plyn, v nízkých koncentracích zápach připomíná ozón i chlór, je velmi agresivní a jedovatý.
Fluor má abnormálně nízký bod varu (bod tání). To je způsobeno tím, že fluor nemá d-podúroveň a není schopen tvořit jeden a půl vazby na rozdíl od jiných halogenů (multiplicity vazeb u ostatních halogenů je přibližně 1,1).
Chemické vlastnosti
Nejaktivnější nekov, prudce interaguje s téměř všemi látkami, samozřejmě kromě fluoridů ve vyšších oxidačních stavech a vzácných výjimek - fluoroplastů, as většinou z nich - se spalováním a výbuchem. Některé kovy jsou odolné vůči fluoru při pokojové teplotě díky tvorbě hustého filmu fluoridu, který inhibuje reakci s fluorem – Al, Mg, Cu, Ni. Kontakt fluoru s vodíkem vede k vznícení a explozi i při velmi nízkých teplotách (až −252°C). Dokonce i voda a platina hoří ve fluorové atmosféře:
2F2 + 2H20 -> 4HF + 02
Reakce, ve kterých je fluor formálně redukčním činidlem, zahrnují rozkladné reakce vyšších fluoridů, například:
2CoF 3 → 2CoF 2 + F 2
MnF4 → MnF3 + 1/2 F2
Fluor je také schopen oxidovat kyslík v elektrickém výboji za vzniku fluoridu kyslíku OF 2 a dioxydifluoridu O 2 F 2 .
Ve všech sloučeninách má fluor oxidační stav -1. Aby fluor vykazoval kladný oxidační stav, je zapotřebí vytvoření molekul excimeru nebo jiných extrémních podmínek. To vyžaduje umělou ionizaci atomů fluoru.
Fluor má všechny rysy svých podskupin, ale je jako člověk bez smyslu pro proporce: vše je zvýšeno do extrému, na limit. To je vysvětleno především pozicí prvku č. 9 v periodické tabulce a jeho elektronovou strukturou. Jeho místo v periodické tabulce je „pól nekovových vlastností“, pravý horní roh. Atomový model fluoru: jaderný náboj 9+, dva elektrony jsou umístěny na vnitřním obalu, sedm na vnějším obalu. Každý atom vždy usiluje o stabilní stav. K tomu potřebuje vyplnit vnější elektronickou vrstvu. Atom fluoru v tomto smyslu není výjimkou. Osmý elektron je zachycen a cíle je dosaženo - vytvoří se fluorový iont s „nasyceným“ vnějším obalem.
Počet připojených elektronů ukazuje, že záporná valence fluoru je 1-; na rozdíl od jiných halogenů nemůže vykazovat kladnou valenci.
Tendence fluoru vyplňovat vnější elektronovou vrstvu do osmielektronové konfigurace je extrémně silná. Proto má mimořádnou reaktivitu a tvoří sloučeniny téměř se všemi prvky. V poslední době většina chemiků věřila, a to z dobrého důvodu, že vzácné plyny nemohou tvořit skutečné chemické sloučeniny. Brzy však tři ze šesti „samotářských“ prvků nedokázaly odolat náporu překvapivě agresivního fluoru. Od roku 1962 se získávají fluoridy a jejich prostřednictvím další sloučeniny kryptonu, xenonu a radonu.
Je velmi obtížné udržet fluor v reakci, ale často není snazší odstranit jeho atomy ze sloučenin. Roli zde hraje ještě jeden faktor – velmi malé velikosti atomu fluoru a iontu. Jsou asi jedenapůlkrát méně než chlóru a poloviční než jódu.
Je zřejmé, že čím větší jsou atomy halogenu, tím méně se jich nachází kolem atomu molybdenu. Maximální možná valence molybdenu je realizována pouze v kombinaci s atomy fluoru, jejichž malá velikost umožňuje molekulu nejtěsněji „sbalit“.
Atomy fluoru mají velmi vysokou elektronegativitu, tj. schopnost přitahovat elektrony: při interakci s kyslíkem tvoří fluor sloučeniny, ve kterých je kyslík kladně nabitý. Horká voda hoří v proudu fluoru za vzniku kyslíku. Není to výjimečný případ? Najednou se ukázalo, že kyslík není příčinou, ale důsledkem spalování.
V proudu fluoru se vznítí nejen voda, ale i další obvykle nehořlavé materiály, jako je azbest, cihly a mnoho kovů. Brom, jód, síra, selen, telur, fosfor, arsen, antimon, křemík, dřevěné uhlí se samovolně vznítí ve fluoru i za běžných teplot a při mírném zahřátí stejný osud stihne i ušlechtilé platinové kovy, známé svou chemickou pasivitou.
Proto samotný název fluor není překvapivý. V překladu z řečtiny toto slovo znamená „ničit“.
Fluor nebo fluor?
Fluor – destruktivní – překvapivě vhodný název. V zahraničí je však běžnější jiný název pro prvek č. 9 – fluor, což v latině znamená „tekutina“.
Tento název je vhodnější ne pro fluor, ale pro některé jeho sloučeniny a pochází z fluoritu nebo kazivce - první sloučeniny fluoru používané člověkem. Zdá se, že již ve starověku lidé věděli o schopnosti tohoto minerálu snižovat teplotu tání rud a hutnických strusek, ale přirozeně neznali jeho složení. Hlavní složka tohoto minerálu, chemikům dosud neznámý prvek, se nazývala fluor.
Tento název je tak zakořeněn v myslích vědců, že logicky oprávněný návrh na přejmenování prvku, předložený v roce 1816, nenašel podporu. Ale během těchto let bylo intenzivnější hledání fluoru již nashromážděno mnoho experimentálních údajů, které potvrdily destruktivní schopnosti fluoru a jeho sloučenin. A autory návrhu nebyl jen tak někdo, ale největší vědci té doby Andre Ampère a Humphry Davy. A přesto fluor zůstal fluorem.
oběti? - Ne, hrdinové
První zmínky o fluoru a fluoritu pocházejí z 15. století.
Na počátku 18. stol. byla objevena kyselina fluorovodíková – vodný roztok fluorovodíku a v roce 1780 slavný švédský chemik Karl Wilhelm Scheele poprvé navrhl, že tato kyselina obsahuje nový aktivní prvek. Nicméně, aby potvrdili Scheeleho odhad a izolovali fluor (nebo fluor), chemikům trvalo více než 100 let, celé století tvrdé práce mnoha vědců z různých zemí.
Dnes víme, že fluor je velmi toxický a že práce s ním a jeho sloučeninami vyžaduje velkou opatrnost a promyšlená ochranná opatření. Objevitelé fluoru o tom mohli jen tušit, a i když ne vždy. Proto je historie objevu fluoru spojena se jmény mnoha hrdinů vědy. Angličtí chemici bratři Thomas a George Knoxovi se pokusili získat fluor z fluoridů stříbra a olova. Experimenty skončily tragicky: Georg Knox se stal invalidou, Thomas zemřel. Stejný osud potkal D. Nicklese a P. Layeta. Vynikající chemik 19. století. Humphry Davy, tvůrce vodíkové teorie kyselin, muž, který jako první získal sodík, draslík, hořčík, vápník, stroncium a baryum, který prokázal elementární povahu chloru, nebyl schopen vyřešit problém získání všedestruktivního prvku. . Při těchto pokusech byl otráven a vážně onemocněl. J. Gay-Lussac a L. Tenard přišli o zdraví, aniž by dosáhli nějakých povzbudivých výsledků.
Úspěšnější byli A. Lavoisier, M. Faraday, E. Fremy. Fluor je „ušetřil“, ale ani oni nebyli úspěšní. V roce 1834 si Faraday myslel, že se mu konečně podařilo získat nepolapitelný plyn. Ale brzy byl nucen přiznat: „Nemohl jsem dostat fluor. Moje domněnky, podrobené přísné analýze, padaly jedna za druhou...“ 50 (!) let se tento gigant vědy pokoušel vyřešit problém získávání fluoru, ale nikdy jej nedokázal překonat.
Neúspěchy sužovaly vědce, ale důvěra v existenci a možnost izolace fluoru rostla s každým novým experimentem. Vycházel z četných analogií v chování a vlastnostech sloučenin fluoru se sloučeninami již známých halogenů - chloru, bromu a jodu.
Na cestě byly nějaké úspěchy. Fremy, který se pokoušel extrahovat fluor z fluoridů pomocí elektrolýzy, našel způsob, jak vyrobit bezvodý fluorovodík. Každá zkušenost, i neúspěšná, doplňovala vědomostní základnu o úžasném živlu a přibližovala den jeho objevení. A tento den přišel. 26. června 1886 provedl francouzský chemik Henri Moissan elektrolýzu bezvodého fluorovodíku. Při teplotě -23°C získal na anodě novou, extrémně reaktivní plynnou látku. Moissanovi se podařilo nasbírat několik plynových bublin. Byl to fluor!
Moissan oznámil svůj objev pařížské akademii. Okamžitě byla vytvořena komise, která měla za pár dní dorazit do Moissanovy laboratoře, aby vše viděla na vlastní oči. Moissan se pečlivě připravil na opakovaný experiment. Původní fluorovodík podrobil dodatečnému čištění a... vysoce postavená komise fluor neviděla. Pokus nebyl reprodukován elektrolýza s uvolňováním fluoru nebyla pozorována! Skandál?!
Ale Moissanovi se podařilo najít důvod. Ukázalo se, že jen malé množství fluoridu draselného obsaženého ve fluorovodíku z něj činí vodič elektřiny. Použití fluorovodíku v prvním experimentu bez dodatečného čištění zajistilo úspěch: byly tam nečistoty - proběhla elektrolýza. Pečlivá příprava druhého experimentu byla důvodem neúspěchu.
Přesto bylo štěstí rozhodně na Moissanově straně. Brzy se mu podařilo najít levný a spolehlivý materiál pro zařízení, ve kterých se vyrábí fluor. Tento problém nebyl o nic méně obtížný než získání nepoddajného prvku. Fluorovodík a fluor zničily jakékoli zařízení. Davy také testoval nádoby vyrobené z krystalické síry, uhlí, stříbra a platiny, ale všechny tyto materiály byly zničeny během elektrolýzy sloučenin fluoru.
Moissan získal první gramy fluoru v platinovém elektrolyzéru s elektrodami vyrobenými ze slitiny iridium-platina. Navzdory nízké teplotě, při které byl experiment prováděn, každý gram fluoru „zničil“ 5-6 g platiny.
Moissan nahradil platinovou nádobu měděnou. Měď je samozřejmě také citlivá na působení fluoru, ale stejně jako je hliník chráněn před vzduchem oxidovým filmem, byla měď před fluorem „skryta“ za filmem fluoridu měďnatého, který byl pro ni neodolatelný.
Elektrolýza je stále prakticky jedinou metodou výroby fluoru. Od roku 1919 se jako elektrolyt používají taveniny bifluoridu. Materiály moderních elektrolyzérů a elektrod jsou měď, nikl, ocel, grafit. To vše mnohonásobně zlevnilo výrobu prvku č. 9 a umožnilo jej vyrábět v průmyslovém měřítku. Princip získávání fluoru však zůstal stejný jako ten, který navrhli Davy a Faraday a který poprvé zavedl Moissan.
Fluor a mnohé jeho sloučeniny jsou nejen velmi teoreticky zajímavé, ale nacházejí také široké praktické uplatnění. Sloučenin fluoru je spousta, jejich využití je tak všestranné a rozsáhlé, že ani 100 stran by nestačilo na vyprávění o všem zajímavém, co je s tímto prvkem spojeno. Proto v našem příběhu najdete jen ty nejzajímavější fluoridové sloučeniny, které se pevně usadily v našem průmyslu, v našich životech, v našem každodenním životě a dokonce i v našem umění - sloučeniny, bez kterých (to lze říci bez nadsázky) jde pokrok nemyslitelné.
Fluorhydrid a... voda
Co může mít společného všedestruktivní fluor a „klidná“ známá voda? Zdálo by se – nic. Ale pozor na unáhlené závěry. Koneckonců, voda může být považována za hydrid kyslíku a kyselina fluorovodíková HF není nic jiného než hydrid fluoru. Máme tedy co do činění s nejbližšími chemickými „příbuznými“ - hydridy dvou silných oxidačních činidel.
Hydridy všech halogenů jsou známé. Jejich vlastnosti se přirozeně mění, ale fluorovodík je v mnoha ohledech blíže vodě než jiným halogenovodíkům. Porovnejte dielektrické konstanty: pro HF a H 2 O jsou si velmi blízké (83,5 a 80), zatímco pro hydridy bromu, jodu a chloru je tato charakteristika mnohem nižší (pouze 2,9 - 4,6). Bod varu HF je +19°C, zatímco HI, HBr a HCl přecházejí do plynného stavu již při teplotách pod nulou.
Jedna z přírodních sloučenin fluoru, minerální kryolit, se nazývá netající led. Obrovské krystaly kryolitu jsou skutečně velmi podobné ledovým blokům.
Jeden z příběhů spisovatele sci-fi I. A. Efremova popisuje setkání ve vesmíru s obyvateli planety, na které se všech životně důležitých oxidačních procesů účastní fluor, nikoli kyslík. Pokud taková planeta existuje, pak není pochyb o tom, že její obyvatelé hasí žízeň... fluorovodíkem.
Na Zemi slouží fluorovodík jiným účelům
Norimberský umělec Schwangard v roce 1670 smíchal kazivec s kyselinou sírovou a touto směsí aplikoval kresby na sklo. Schwangard nevěděl, že složky jeho směsi spolu reagují, ale „vytáhl“ reakční produkt. To nezabránilo realizaci Schwangardova objevu. Používají to dodnes. Na skleněnou nádobu se nanese tenká vrstva parafínu. Umělec natře tuto vrstvu a poté nádobu ponoří do roztoku kyseliny fluorovodíkové. V místech, kde je odstraněn parafínový „pancíř“, nezranitelný vůči fluorovodíku, kyselina poleví sklo a navždy se na něm otiskne design. Jedná se o nejstarší použití fluorovodíku, ale zdaleka ne o jediné.
Stačí říci, že necelých 20 let po vytvoření prvních průmyslových zařízení na výrobu fluorovodíku dosáhla jeho roční produkce v USA 125 tisíc tun Sklářský, potravinářský, ropný, jaderný, hutnický, chemický, letecký, papírenský - toto není úplný seznam průmyslových odvětví, kde se fluorovodík nejvíce používá. Fluorovodík je schopen měnit rychlost mnoha reakcí a používá se jako katalyzátor pro širokou škálu chemických přeměn. Jedním z hlavních trendů moderní chemie je provádění reakcí v nevodných médiích. Nejzajímavějším a již široce používaným nevodným rozpouštědlem se stal fluorovodík.
Fluorovodík je velmi agresivní a nebezpečné činidlo, které je však v mnoha odvětvích moderního průmyslu nepostradatelné. Proto byly způsoby nakládání s ním natolik zdokonaleny, že pro schopného chemika naší doby se fluorovodík stal téměř stejně bezpečným jako pro obyvatele neznámé fluorové planety.
Umělé přidávání fluoru do vody v těch místech, kde je zjištěn jeho nedostatek, vede u nemocných k eliminaci nových případů onemocnění a snížení kazivosti. Udělejme si hned rezervaci – velký nadbytek fluoru ve vodě způsobuje akutní onemocnění – fluorózu (skvrnitá sklovina). Věčné dilema medicíny: velké dávky jsou jed, malé dávky jsou lék.
Na mnoha místech byla vybudována zařízení pro umělou fluoridaci vody. Tato metoda prevence zubního kazu u dětí je zvláště účinná. Proto se v některých zemích přidávají sloučeniny fluoru (v extrémně malých dávkách). mléko.
Existuje předpoklad, že fluor je nezbytný pro vývoj živé buňky a že je spolu s fosforem obsažen v živočišných a rostlinných tkáních.
Fluor je široce používán při syntéze různých léků. Organofluorové sloučeniny se úspěšně používají k léčbě onemocnění štítné žlázy, zejména Gravesovy choroby, chronických forem cukrovky, bronchiálních a revmatických onemocnění, zeleného zákalu a rakoviny. Jsou také užitečné pro prevenci a léčbu malárie a jsou dobrým prostředkem proti streptokokovým a stafylokokovým infekcím. Některé organofluorové léky jsou spolehlivými léky proti bolesti.
Fluor a život - právě tento úsek chemie fluoru je hoden největšího rozvoje a budoucnost je v něm. Fluorid a smrt? V této oblasti je možné a nutné pracovat, ale za účelem získání nikoli smrtelně toxických látek, ale různých léků na boj proti hlodavcům a dalším zemědělským škůdcům. Příklady takových aplikací zahrnují kyselinu monofluoroctovou a fluoroacetát sodný.
Jak příjemné je v horkém letním dni vytáhnout z lednice láhev ledově vychlazené minerálky...
Ve většině chladniček - průmyslových i domácích - je chladivem, látkou, která vytváří chlad, organofluorová kapalina - freon.
Freony se získávají nahrazením atomů vodíku v molekulách nejjednodušších organických sloučenin fluorem nebo fluorem a chlorem. Nejjednodušší uhlovodík je metan CH4. Pokud jsou všechny atomy vodíku v methanu nahrazeny fluorem, vznikne tetrafluormethan CF 4 (Freon-14), a pokud jsou pouze dva atomy vodíku nahrazeny fluorem a další dva chlorem, pak difluordichlormethan CF 2 Cl 2 ( Freon -12).
Domácí chladničky obvykle používají Freon-12. Je to bezbarvý, ve vodě nerozpustný a nehořlavý plyn se zápachem podobným éteru. Freony 11 a 12 fungují i v klimatizačních jednotkách. Ve „škále škodlivosti“ sestavené pro všechna použitá chladiva zaujímají freony poslední místa. Jsou ještě neškodnější než „suchý led“ – pevný oxid uhličitý.
Freony jsou extrémně stabilní a chemicky inertní. Zde, stejně jako v případě fluoroplastu, jsme konfrontováni se stejným úžasným jevem: pomocí nejaktivnějšího prvku - fluoru - je možné získat chemicky velmi pasivní látky. Jsou obzvláště odolné vůči působení oxidačních činidel a není se čemu divit – vždyť jejich atomy uhlíku jsou v nejvyšším oxidačním stavu. Fluorované uhlovodíky (a zejména freony) proto nehoří ani v atmosféře čistého kyslíku. Při silném zahřátí dochází k destrukci – rozpadu molekul, nikoli však k jejich oxidaci. Tyto vlastnosti umožňují použití freonů v řadě dalších případů: používají se jako pojistky plamene, inertní rozpouštědla, meziprodukty pro výrobu plastů a maziv.
Nyní jsou známy tisíce organofluorových sloučenin různých typů. Mnohé z nich se používají v nejdůležitějších odvětvích moderní techniky. Ve freonech funguje fluor pro „studený průmysl“, ale s jeho pomocí je možné získat velmi vysoké teploty. Porovnejte tyto údaje: teplota kyslíko-vodíkového plamene je 2800°C, kyslíko-acetylenového plamene 3500°C a když vodík hoří ve fluoru, vyvine se teplota 3700°C. Tato reakce již našla praktické uplatnění v fluorovodíkových hořákech pro řezání kovu. Kromě toho jsou známy hořáky, které pracují s fluorochloridy (sloučeniny fluoru a chloru), jakož i se směsí fluoridu dusitého a vodíku. Posledně uvedená směs je obzvláště vhodná, protože fluorid dusitý nezpůsobuje korozi zařízení. Přirozeně ve všech těchto reakcích hraje fluor a jeho sloučeniny roli oxidačního činidla. Mohou být také použity jako okysličovadlo v kapalných proudových motorech. Mnoho hovoří ve prospěch reakce zahrnující fluor a jeho sloučeniny. Vznikne vyšší teplota, což znamená, že tlak ve spalovací komoře bude větší a tah proudového motoru se zvýší. V důsledku takových reakcí nevznikají žádné tuhé produkty spalování, takže v tomto případě také nehrozí ucpání trysek a prasknutí motoru.
Ale fluor jako složka raketového paliva má řadu zásadních nevýhod. Je vysoce toxický, žíravý a má velmi nízký bod varu. Je obtížnější jej udržovat jako kapalinu než jiné plyny. Proto jsou zde přijatelnější sloučeniny fluoru s kyslíkem a halogeny.
Některé z těchto sloučenin nejsou ve svých oxidačních vlastnostech horší než kapalný fluor, ale mají obrovskou výhodu: za normálních podmínek jsou to buď kapaliny, nebo snadno zkapalněné plyny.