FLUOR(lat. Fluorum), F, keemiline element aatomnumbriga 9, aatommass 18,998403. Looduslik fluor koosneb ühest stabiilsest nukliidist 19 F. Välise elektronkihi konfiguratsioon on 2s 2 p 5. Ühendites on sellel ainult oksüdatsiooniaste –1 (valents I). Fluor asub Mendelejevi perioodilise elementide tabeli VIIA rühmas teises perioodis ja kuulub halogeenide hulka.
Neutraalse fluoriaatomi raadius on 0,064 nm, F-iooni raadius on 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) ja 0,119 (6) nm (sulgudes on märgitud koordinatsiooninumbri väärtus) . Neutraalse fluoriaatomi järjestikuse ionisatsiooni energiad on vastavalt 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 ja 114,2 eV. Elektronide afiinsus 3,448 eV (kõrgeim kõigi elementide aatomite seas). Paulingi skaalal on fluori elektronegatiivsus 4 (kõigi elementide kõrgeim väärtus). Fluor on kõige aktiivsem mittemetall.
Vabal kujul on fluor terava, lämmatava lõhnaga värvitu gaas.
Omadused: tavatingimustes on fluor terava lõhnaga gaas (tihedus 1,693 kg/m3). Keemistemperatuur 188,14 °C, sulamistemperatuur 219,62 °C. Tahkes olekus moodustab see kaks modifikatsiooni: a-vorm, mis eksisteerib sulamistemperatuurist kuni 227,60 °C ja b- vorm, mis on stabiilne temperatuuril alla 227,60°C.
Nagu teisedki halogeenid, eksisteerib fluor kaheaatomiliste F 2 molekulide kujul. Tuumadevaheline kaugus molekulis on 0,14165 nm. F2 molekuli iseloomustab anomaalselt madal aatomiteks dissotsiatsioonienergia (158 kJ/mol), mis määrab eelkõige fluori kõrge reaktsioonivõime.
Fluori keemiline aktiivsus on äärmiselt kõrge. Kõigist fluori sisaldavatest elementidest ei moodusta fluoriide ainult kolm kerget inertgaasi: heelium, neoon ja argoon. Kõigis ühendites on fluoril ainult üks oksüdatsiooniaste, 1.
Fluor reageerib vahetult paljude lihtsate ja keeruliste ainetega. Seega reageerib fluor veega kokkupuutel sellega (tihti öeldakse, et "vesi põleb fluoris"):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reageerib plahvatuslikult lihtsal kokkupuutel vesinikuga (H):
H2 + F2 = 2HF.
See tekitab vesinikfluoriidgaasi HF, mis lahustub vees lõpmatult ja moodustab suhteliselt nõrga vesinikfluoriidhappe.
Fluor reageerib enamiku mittemetallidega. Seega, kui fluor reageerib grafiidiga, tekivad ühendid üldvalemiga CF x, kui fluor reageerib räni (Si) fluoriidiga SiF 4, boortrifluoriidiga BF 3. Fluori reageerimisel väävliga (S) tekivad ühendid SF 6 ja SF 4 jne.
Tuntud on suur hulk fluoriühendeid koos teiste halogeenidega, näiteks BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 jt ning broom (Br) ja jood (I) süttivad fluoriatmosfääris tavatemperatuuril ning kloor ( Cl) interakteerub fluoriga, kui seda kuumutatakse temperatuurini 200-250 °C.
Lisaks näidatud inertgaasidele ei reageeri fluoriga otseselt lämmastik (N), hapnik (O), teemant, süsihappegaas ja süsinikoksiid.
Kaudselt saadi lämmastiktrifluoriid NF 3 ja hapniku fluoriidid O 2 F 2 ja OF 2, milles hapnikul on ebatavalised oksüdatsiooniastmed +1 ja +2.
Kui fluor interakteerub süsivesinikega, toimub nende hävitamine, millega kaasneb erineva koostisega fluorosüsivesinike tootmine.
Kergel kuumutamisel (100-250°C) reageerib fluor hõbeda (Ag), vanaadiumi (V), reeniumi (Re) ja osmiumiga (Os). Kulla (Au), titaani (Ti), nioobiumi (Nb), kroomi (Cr) ja mõnede teiste metallidega hakkab fluori sisaldav reaktsioon toimuma temperatuuridel üle 300–350 °C. Nende metallidega, mille fluoriidid on mittelenduvad (alumiinium (Al), raud (Fe), vask (Cu) jne), reageerib fluor märgatava kiirusega temperatuuril üle 400-500°C.
Mõned kõrgemad metallifluoriidid, näiteks uraanheksafluoriid UF 6, saadakse fluori või fluoriva ainega nagu BrF 3 toimimisel madalamatel halogeniididel, näiteks:
UF 4 + F 2 = UF 6
Tuleb märkida, et juba mainitud vesinikfluoriidhape HF ei vasta mitte ainult keskmistele fluoriididele nagu NaF või CaF 2, vaid ka happelistele fluoriididele ja hüdrofluoriididele nagu NaHF 2 ja KHF 2.
Samuti on sünteesitud suur hulk erinevaid fluororgaanilisi ühendeid, sealhulgas kuulus teflon, materjal, mis on tetrafluoroetüleeni polümeer.
Avastamise ajalugu: Fluori avastamise ajalugu on seotud mineraalse fluoriidi ehk fluoriidiga. Selle mineraali koostis, nagu praegu teada, vastab valemile CaF 2 ja see on esimene fluori sisaldav aine, mida inimene hakkas kasutama. Iidsetel aegadel märgiti, et kui metalli sulatamisel lisatakse maagile fluoriiti, langeb maagi ja räbu sulamistemperatuur, mis hõlbustab oluliselt protsessi (sellest ka mineraali nimi – ladina keelest fluo – vool).
Aastal 1771, töödeldes fluoriiti väävelhappega, valmistas Rootsi keemik K. Scheele happe, mida ta nimetas "fluoriidhappeks". Prantsuse teadlane A. Lavoisier pakkus, et see hape sisaldab uut keemilist elementi, mida ta pakkus välja kutsuda "fluorem" (Lavoisier arvas, et vesinikfluoriidhape on fluori ühend hapnikuga, sest Lavoisier' sõnul peavad kõik happed sisaldama hapnikku) . Ta ei suutnud aga uut elementi tuvastada.
Uuele elemendile anti nimi “fluor”, mis kajastub ka selle ladinakeelses nimes. Kuid pikaajalised katsed seda elementi vabal kujul eraldada ebaõnnestusid. Paljud teadlased, kes püüdsid seda vabal kujul hankida, surid selliste katsete käigus või said invaliidiks. Need on inglise keemikud vennad T. ja G. Knox ning prantslased J.-L. Gay-Lussac ja L. J. Thénard ning paljud teised. G. Davy ise, kes sai esimesena vabas vormis naatriumi (Na), kaaliumi (K), kaltsiumi (Ca) ja muid elemente, sai mürgituse ja haigestus raskesti elektrolüüsi teel fluori tootmise katsete tulemusena. . Tõenäoliselt pakuti kõigi nende ebaõnnestumiste mõjul 1816. aastal uuele elemendile - fluorile (kreeka keelest phtoros - hävitamine, surm) - nimi, mis oli küll kõlalt sarnane, kuid tähenduselt täiesti erinev. Seda elemendi nimetust aktsepteeritakse ainult vene keeles, prantslased ja sakslased nimetavad jätkuvalt fluori fluoriks, briti fluoriks.
Isegi nii silmapaistev teadlane nagu M. Faraday ei suutnud saada fluori selle vabas vormis. Alles 1886. aastal suutis prantsuse keemik A. Moissan vedela vesinikfluoriidi HF elektrolüüsi abil, mis jahutati temperatuurini 23°C (vedelik peab sisaldama veidi kaaliumfluoriidi KF, mis tagab selle elektrijuhtivuse). esimene osa uut ülireaktiivset gaasi anoodil. Oma esimestes katsetes kasutas Moissan fluori tootmiseks väga kallist plaatinast (Pt) ja iriidiumist (Ir) valmistatud elektrolüsaatorit. Lisaks sõi iga saadud fluori gramm kuni 6 g plaatinat. Hiljem hakkas Moissan kasutama palju odavamat vasest elektrolüüsi. Fluor reageerib vasega (Cu), kuid reaktsioon moodustab õhukese fluoriidikile, mis takistab metalli edasist hävimist.
Kviitung: Fluori tootmise esimeses etapis vabaneb vesinikfluoriid HF. Vesinikfluoriidi ja vesinikfluoriidhappe valmistamine toimub reeglina koos fluorapatiidi töötlemisega fosfaatväetisteks. Seejärel kogutakse fluorapatiidi väävelhappega töötlemisel tekkinud gaasvesinikfluoriid kokku, vedeldatakse ja kasutatakse elektrolüüsiks. Elektrolüüsi saab läbi viia kas HF ja KF vedela seguna (protsess viiakse läbi temperatuuril 15–20 °C), samuti KH 2 F 3 sulamisena (temperatuuril 70–120 °C). C) või KHF 2 sulam (temperatuuril 245-310 °C). Laboris võite väikeste koguste vaba fluori valmistamiseks kasutada kas kuumutamist MnF 4-ga, mis eemaldab fluori, või K 2 MnF 6 ja SbF 5 segu kuumutamist:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Looduses leidmine: Fluori sisaldus maakoores on üsna kõrge ja moodustab 0,095 massiprotsenti (oluliselt rohkem kui kloori (Cl) rühma fluori lähim analoog). Oma kõrge keemilise aktiivsuse tõttu ei esine fluor loomulikult vabas vormis. Fluori mineraalidest on olulisemad fluoriit (fluoriit), samuti fluorapatiit 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 ja krüoliit Na 3 AlF 6. Fluor kui lisand on osa paljudest mineraalidest ja seda leidub põhjavees; merevees 1,3·10 4% fluori.
Rakendus: fluori kasutatakse laialdaselt fluoreeriva ainena erinevate fluoriidide (SF 6, BF 3, WF 6 jt), sealhulgas väärisgaaside ksenooni (Xe) ja krüptoon (Kr) tootmisel. Uraani (U) isotoopide eraldamiseks kasutatakse uraanheksafluoriidi UF 6. Fluori kasutatakse tefloni, teiste fluoroplastide, fluori kummide, fluori sisaldavate orgaaniliste ainete ja materjalide tootmisel, mida kasutatakse laialdaselt tehnoloogias, eriti juhtudel, kui on vajalik vastupidavus agressiivsele keskkonnale, kõrgetele temperatuuridele jne.
Fluor(lat. Fluorum), F, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka, aatomnumber 9, aatommass 18,998403; tavatingimustes (0 °C; 0,1 Mn/m2 ehk 1 kgf/cm2) - terava lõhnaga kahvatukollane gaas.
Looduslik fluor koosneb ühest stabiilsest isotoobist 19 F. Kunstlikult on saadud mitmeid isotoope, eelkõige: 16 F poolestusajaga 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).
Ajalooline viide. Esimest fluoriühendit - fluoriiti (fluoriit) CaF 2 - kirjeldati 15. sajandi lõpus nimetuse all "fluor" (ladinakeelsest sõnast fluo - flow, tänu CaF 2 omadusele valmistada metallurgia tootmise vedeliku viskoosseid räbu -voolav). 1771. aastal sai K. Scheele vesinikfluoriidhappe. Vaba fluori eraldas A. Moissan 1886. aastal vedela veevaba vesinikfluoriidi elektrolüüsiga, mis sisaldas happelise kaaliumfluoriidi KHF 2 segu.
Fluorikeemia hakkas arenema 1930. aastatel, eriti kiiresti 1939-45 Teise maailmasõja ajal ja pärast seda seoses tuumatööstuse ja raketitehnoloogia vajadustega. A. Ampere poolt 1810. aastal välja pakutud nimetus "Fluor" (kreeka keelest phthoros - hävitamine, surm) on kasutusel ainult vene keeles; Paljudes riikides aktsepteeritakse nimetust "fluor".
Fluori levik looduses. Keskmine fluorisisaldus maakoores (clarke) on 6,25·10 -2 massiprotsenti; happelistes tardkivimites (graniitides) on see 8·10 -2%, aluselistes kivimites - 3,7·10 -2%, ülialuselistes kivimites - 1·10 -2%. Fluori leidub vulkaanilistes gaasides ja termaalvees. Olulisemad fluoriühendid on fluoriit, krüoliit ja topaas. Kokku on teada üle 80 fluori sisaldava mineraali. Fluoriühendeid leidub ka apatiitides, fosforiitides jt. Fluor on oluline biogeenne element. Maa ajaloos olid biosfääri sattunud fluori allikaks vulkaanipursete saadused (gaasid jne).
Fluori füüsikalised omadused. Gaasilise fluori tihedus on 1,693 g/l (0°C ja 0,1 Mn/m2 ehk 1 kgf/cm2), vedelal - 1,5127 g/cm3 (keemistemperatuuril); tpl -219,61 °C; keemistemperatuur -188,13 °C. Fluori molekul koosneb kahest aatomist (F 2); 1000 °C juures dissotsieerub 50% molekulidest, dissotsiatsioonienergia on umbes 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor lahustub halvasti vedelas vesinikfluoriidis; lahustuvus 100 g HF-s -70 °C juures 2,5·10 -3 g ja -20 °C juures 0,4·10 -3 g; vedelal kujul, lahustub piiramatult vedelas hapnikus ja osoonis.
Fluori keemilised omadused. Fluori aatomi välimiste elektronide konfiguratsioon on 2s 2 2p 5. Ühendites on selle oksüdatsiooniaste -1. Kovalentse aatomi raadius on 0,72Å, ioonraadius on 1,33Å. Elektronide afiinsus 3,62 eV, ionisatsioonienergia (F → F+) 17,418 eV. Elektronide afiinsuse ja ionisatsioonienergia kõrged väärtused selgitavad fluori aatomi tugevat elektronegatiivsust, mis on kõigi teiste elementide seas suurim. Fluori kõrge reaktsioonivõime määrab fluorimise eksotermilise olemuse, mille omakorda määravad fluori molekuli dissotsiatsioonienergia anomaalselt madal väärtus ja fluori aatomi sideme energia suured väärtused teiste aatomitega. Otsesel fluorimisel on kettmehhanism ja see võib kergesti põhjustada põlemist ja plahvatust. Fluor reageerib kõigi elementidega, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. See interakteerub hapnikuga hõõgudes, moodustades madalatel temperatuuridel hapnikufluoriide O 2 F 2, O 3 F 2 ja teisi. Fluori reaktsioonid teiste halogeenidega on eksotermilised, mille tulemusena tekivad interhalogeensed ühendid. Kloor interakteerub fluoriga, kui seda kuumutatakse temperatuurini 200–250 °C, andes kloormonofluoriidi ClF ja kloortrifluoriidi ClF 3. Tuntud on ka ClF 5, mis saadakse ClF 3 fluorimisel kõrgel temperatuuril ja rõhul 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2). Broom ja jood süttivad fluoriatmosfääris tavalistel temperatuuridel ning BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 võib saada fluori, mis reageerib otse krüptooni, ksenooni ja radooniga, moodustades vastavad fluoriidid (näiteks XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Tuntud on ka ksenoonoksüfluoriidid.
Fluori interaktsiooniga väävliga kaasneb soojuse eraldumine ja see põhjustab arvukate väävelfluoriidide moodustumist. Seleen ja telluur moodustavad kõrgemaid fluoriide SeF 6 ja TeF 6 . Fluor ja vesinik reageerivad põlemisel; see tekitab vesinikfluoriidi. See on radikaalne reaktsioon ahela hargnemisega: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (kus HF * ja H 2 * on molekulid vibratsiooniliselt ergastatud olekus); reaktsiooni kasutatakse keemilistes laserites. Fluor reageerib lämmastikuga ainult elektrilahenduses. Süsi süttib fluoriga suhtlemisel tavalisel temperatuuril; grafiit reageerib sellega tugeval kuumutamisel ning võimalik on tahke grafiitfluoriidi (CF) X või gaasiliste perfluorosüsivesinike CF 4, C 2 F 6 jt teke. Fluor reageerib külmas boori, räni, fosfori ja arseeniga, moodustades vastavad fluoriidid.
Fluor ühineb jõuliselt enamiku metallidega; leelis- ja leelismuldmetallid süttivad fluori atmosfääris külmas, Bi, Sn, Ti, Mo, W - vähese kuumutamisega. Hg, Pb, U, V reageerivad fluoriga toatemperatuuril, Pt - tumepunasel kuumustemperatuuril. Metallide reageerimisel fluoriga tekivad tavaliselt kõrgemad fluoriidid, näiteks UF 6, MoF 6, HgF 2. Mõned metallid (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reageerivad fluoriga, moodustades fluoriididest kaitsva kile, mis takistab edasist reaktsiooni.
Kui fluor interakteerub külma käes metallioksiididega, tekivad metallifluoriidid ja hapnik; Võimalik on ka metallide oksüfluoriidide (näiteks MoO 2 F 2) moodustumine. Mittemetallioksiidid lisavad kas fluori, näiteks SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, või asendatakse neis olev hapnik fluoriga, näiteks SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Klaas reageerib fluoriga väga aeglaselt; vee juuresolekul kulgeb reaktsioon kiiresti. Vesi interakteerub fluoriga: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; sel juhul moodustuvad ka OF 2 ja vesinikperoksiid H 2 O 2. Lämmastikoksiidid NO ja NO 2 lisavad kergesti fluori, moodustades vastavalt nitrosüülfluoriidi FNO ja nitriilfluoriidi FNO 2 . Süsinikmonooksiid (II) lisab kuumutamisel fluori, moodustades karbonüülfluoriidi: CO + F 2 = COF 2.
Metallhüdroksiidid reageerivad fluoriga, moodustades metallifluoriidi ja hapniku, näiteks 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. NaOH ja KOH vesilahused reageerivad fluoriga temperatuuril 0 °C, moodustades OF 2.
Metall- või mittemetallilised halogeniidid reageerivad külmas fluoriga, fluor asendab kõik halogeenid.
Sulfiidid, nitriidid ja karbiidid on kergesti fluoritavad. Metallhüdriidid moodustavad külmas fluoriga metallfluoriidi ja HF; ammoniaak (aurudes) - N 2 ja HF. Fluor asendab vesinikku hapetes või metallides nende soolades, näiteks HNO 3 (või NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (või NaF); raskemates tingimustes tõrjub fluor nendest ühenditest välja hapniku, moodustades sulfurüülfluoriidi, näiteks Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Leelis- ja leelismuldmetallide karbonaadid reageerivad tavatemperatuuril fluoriga; see tekitab vastava fluoriidi, CO 2 ja O 2.
Fluor reageerib intensiivselt orgaaniliste ainetega.
Fluori saamine. Fluori tootmise allikaks on vesinikfluoriid, mida saadakse peamiselt kas väävelhappe H 2 SO 4 · toimel fluoriidile CaF 2 või apatiitide ja fosforiitide töötlemisel. Fluori tootmine toimub happelise kaaliumfluoriidi KF-(1,8-2,0)HF sulami elektrolüüsil, mis tekib, kui KF-HF sulatis küllastatakse vesinikfluoriidiga 40-41% HF-i sisalduseni. Elektrolüüsi materjal on tavaliselt teras; elektroodid - süsinikanood ja teraskatood. Elektrolüüs viiakse läbi temperatuuril 95-100 °C ja pingel 9-11 V; Fluori voolu väljund ulatub 90-95% -ni. Saadud fluor sisaldab kuni 5% HF-i, mis eemaldatakse külmutamise ja seejärel naatriumfluoriidiga absorptsiooni teel. Fluori säilitatakse gaasilises olekus (rõhu all) ja vedelal kujul (vedela lämmastikuga jahutamisel) niklist ja sellel põhinevatest sulamitest (Monel metall), vasest, alumiiniumist ja selle sulamitest, messingist, roostevabast terasest valmistatud seadmetes.
Fluori kasutamine. Gaasist fluori kasutatakse UF 4 fluorimiseks UF 6-ks, mida kasutatakse uraani isotoopide eraldamiseks, samuti kloortrifluoriidi ClF 3 (fluorimisaine), väävelheksafluoriidi SF 6 (gaasiline isolaator elektritööstuses) tootmiseks. metallifluoriidid (näiteks W ja V ). Vedel fluor on raketikütuste oksüdeerija.
Laialdaselt kasutatakse arvukalt fluoriühendeid - vesinikfluoriid, alumiiniumfluoriid, ränifluoriidid, fluorosulfoonhape (lahusti, katalüsaator, reaktiiv rühma sisaldavate orgaaniliste ühendite tootmiseks - SO 2 F), BF 3 (katalüsaator), fluororgaanilised ühendid jt.
Ohutusmeetmed. Fluor on mürgine, selle maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on ligikaudu 2·10 -4 mg/l ja maksimaalne lubatud kontsentratsioon kuni 1-tunnise kokkupuute korral on 1,5·10 -3 mg/l.
Fluoriid kehas. Fluor sisaldub pidevalt loomsetes ja taimede kudedes; mikroelement Anorgaaniliste ühendite kujul leidub seda peamiselt loomade ja inimeste luudes - 100-300 mg/kg; Eriti palju on fluori hammastes. Mereloomade luud on maismaaloomade luudega võrreldes fluoririkkamad. Loomade ja inimeste organismi satub see peamiselt joogiveega, mille optimaalne fluorisisaldus on 1-1,5 mg/l. Fluoriidi puudumisel tekib inimesel hambakaaries ja suurenenud tarbimise korral fluoroos. Fluorioonide kõrge kontsentratsioon on ohtlik nende võime tõttu pärssida mitmeid ensümaatilisi reaktsioone, samuti siduda bioloogiliselt olulisi elemente. (P, Ca, Mg ja teised), häirides nende tasakaalu organismis. Orgaanilisi fluoriderivaate leidub ainult osades taimedes (näiteks Lõuna-Aafrikas Dichapetalum cymosum). Peamised neist on fluoroäädikhappe derivaadid, mis on mürgised nii teistele taimedele kui loomadele. On kindlaks tehtud seos fluoriidi metabolismi ja luustiku luukoe ja eriti hammaste moodustumise vahel.
Fluorimürgitus on võimalik keemiatööstuse töötajate seas, fluori sisaldavate ühendite sünteesil ja fosfaatväetiste tootmisel. Fluoriid ärritab hingamisteid ja põhjustab nahapõletust. Ägeda mürgistuse korral tekib kõri ja bronhide limaskestade ärritus, silmade, süljeeritus ja ninaverejooks; rasketel juhtudel - kopsuturse, kesknärvisüsteemi kahjustus ja teised; kroonilistel juhtudel - konjunktiviit, bronhiit, kopsupõletik, pneumoskleroos, fluoroos. Iseloomulikud on nahakahjustused, nagu ekseem. Esmaabi: silmade loputamine veega, nahapõletuste korral - loputamine 70% alkoholiga; sissehingamisel mürgistuse korral - hapniku sissehingamine. Ennetamine: ohutusnõuete järgimine, eririietuse kandmine, regulaarne arstlik läbivaatus, kaltsiumi ja vitamiinide lisamine dieeti.
Häving ja surm. Nii on nimi kreeka keelest tõlgitud fluoriid. Nime seostatakse selle avastamise ajalooga. Kümned teadlased said vigastada või surid, püüdes isoleerida elementi, mille olemasolu Scheele esmalt soovitas. Ta sai vesinikfluoriidhappe, kuid ei suutnud sellest uut ainet – fluoriumi – eraldada.
Nimetus on seotud mineraaliga - vesinikfluoriidhappe alus ja peamine fluoriidi allikas. Ka vennad Knoxid Inglismaalt ning Gay-Lussac ja Tenard Prantsusmaalt püüdsid seda elektrolüüsi teel saada. Nad surid katsete käigus.
Davy, kes avastas naatriumi, kaaliumi ja kaltsiumi, võttis ühendust fluoriumiga, sai mürgituse ja sai invaliidiks. Hiljem nimetas teadusringkond elemendi ümber. Kuid kas see on tõesti väljaspool keemialaboreid nii ohtlik ja miks seda vaja on? Nendele küsimustele vastame edasi.
Fluori keemilised ja füüsikalised omadused
Fluor hõivab 9. positsiooni. Looduses koosneb element ühest stabiilsest nukliidist. Nii nimetatakse aatomeid, mille elutsükkel on piisav vaatlusteks ja teadusuuringuteks. Kaal fluori aatom– 18 998. Molekulis on 2 aatomit.
Fluor – element kõrgeima elektronegatiivsusega. Nähtust seostatakse aatomi võimega ühenduda teistega ja meelitada elektrone enda poole. Fluori indeks Paulingi skaalal on 4. See aitab kaasa 9. elemendi kui kõige aktiivsema mittemetalli kuulsusele. Tavalises olekus on see kollakas gaas. See on mürgine ja terava lõhnaga – midagi osooni ja kloori aroomide vahepealset.
Fluor on aine gaaside ebaharilikult madala keemistemperatuuriga - ainult 188 kraadi Celsiuse järgi. Ülejäänud halogeenid, st tüüpilised mittemetallid perioodilisuse tabeli 7. rühmast, keevad suurel kiirusel. See on tingitud asjaolust, et neil on d-alatase, mis vastutab pooleteise võlakirja eest. Fluori molekul ei oma seda.
Fluori aktiivsus väljendub võimalike reaktsioonide arvus ja olemuses teiste elementidega. Ühendusega enamikuga kaasnevad põlemine ja plahvatused. Vesinikuga kokkupuutel tekib leek isegi madalatel temperatuuridel. Isegi vesi põleb fluori atmosfääris. Veelgi enam, kollaka gaasiga kambris süttib kõige inertsem ja väärtuslikum element.
Fluoriühendid võimatu ainult neooni, argooni ja heeliumiga. Kõik kolm gaasi on kerged ja inertsed. Ei ole gaasidest, ei ole tundlik fluorile. On mitmeid elemente, millega reaktsioonid on võimalikud ainult kõrgendatud temperatuuridel. Jah, paar klorofluori suhtleb ainult temperatuuril 200-250 kraadi Celsiuse järgi.
Fluoriidi kasutamine
Ilma fluorita Teflonkatted pole vajalikud. Nende teaduslik nimi on tetrafluoroetüleen. Ühendid kuuluvad orgaaniliste ainete rühma ja neil on mittenakkuvad omadused. Sisuliselt on teflon plastik, kuid ebatavaliselt raske. Vee tihedus on 2 korda suurem - see on katte ja sellega nõude liigse kaalu põhjus.
Tuumatööstuses fluor Sellel on ühendus uraani isotoopide eraldamise protsessiga. Teadlased ütlevad, et kui poleks 9. elementi, poleks ka tuumaelektrijaamu. Nende jaoks ei kasuta kütusena mitte ainult suvalist uraani, vaid ainult mõned selle isotoobid, eriti 235. Eraldusmeetodid on mõeldud gaaside ja lenduvate vedelike jaoks.
Kuid uraan keeb 3500 kraadi Celsiuse järgi. On ebaselge, millised kolonnide ja tsentrifuugide materjalid sellist kuumust taluvad. Õnneks leidub lenduvat uraanheksafluoriid, mis keeb vaid 57 kraadi juures. Sellest eraldatakse metallfraktsioon.
Fluori oksüdatsioon, täpsemalt on selle raketikütuse oksüdeerimine lennutööstuse oluline element. Selles pole kasulik mitte gaasiline element, vaid vedelik. Selles olekus muutub fluor erekollaseks ja kõige reaktsioonivõimelisemaks.
Metallurgias kasutatakse tavalist gaasi. Fluoriidi valem teisendab. Element sisaldub alumiiniumi tootmiseks vajalikus ühendis. Seda toodetakse elektrolüüsi teel. Siin osaleb heksafluoroaluminaat.
Ühendus tuleb kasuks optikas magneesium fluor st fluoriid. See on läbipaistev valguslainete vahemikus vaakumi ultraviolettkiirgusest infrapunakiirguseni. Siin tuleb ühendus spetsiaalsete optiliste instrumentide läätsede ja prismadega.
9. elementi märkasid ka arstid, eriti hambaarstid. Nad leidsid hammastes 0,02% fluori. Siis selgus, et piirkondades, kus ainet napib, on kaariese esinemissagedus suurem.
Sisaldas fluoriid vees, kust see kehasse satub. Nappides piirkondades hakati elementi kunstlikult vette lisama. Olukord on paranenud. Seetõttu see loodi fluori pasta.
Fluoriid hambaravis email võib põhjustada fluoroosi – tumenemist, kudede määrimist. See on elemendi ülekülluse tagajärg. Seetõttu on normaalse vee koostisega piirkondades parem valida fluorivaba hambapasta. Samuti on vaja jälgida selle sisaldust toiduainetes. On isegi fluoritud piima. Mereande pole vaja rikastada, need sisaldavad juba palju 9. elementi.
Pasta ilma fluorita– hammaste seisukorraga seotud valik. Kuid meditsiinis on elementi vaja mitte ainult hambaravi valdkonnas. Kilpnäärmeprobleemide, näiteks Gravesi tõve korral on ette nähtud fluoripreparaadid. Võitluses selle vastu on juhtiv roll paaril fluor-jood.
9. elemendiga ravimeid on vaja neile, kellel on krooniline diabeet. Ka glaukoom ja vähk on ravitavate haiguste nimekirjas fluoriid. Kuidas hapnikku ainet on mõnikord vaja bronhiaalhaiguste ja reumaatiliste diagnooside korral.
Fluori ekstraheerimine
Fluor kaevandatakse kõik samamoodi, mis aitas elementi avada. Pärast mitmeid surmajuhtumeid õnnestus ühel teadlasel mitte ainult ellu jääda, vaid vabastada ka väike kogus kollakat gaasi. Loorberid said Henri Moissan. Prantslane pälvis avastuse eest Nobeli preemia. See anti välja 1906. aastal.
Moissan kasutas elektrolüüsi meetodit. Vältimaks aurudest mürgitamist, viis keemik läbi reaktsiooni teraselektrisaatoris. Seda seadet kasutatakse siiani. See sisaldab hapu kaaliumfluoriid.
Protsess toimub temperatuuril 100 kraadi Celsiuse järgi. Katood on valmistatud terasest. Paigalduses olev anood on süsinik. Oluline on säilitada süsteemi tihedus, sest fluori aur mürgine.
Laborid ostavad tihendamiseks spetsiaalseid pistikuid. Nende koostis: kaltsiumfluor. Labori seade koosneb kahest vasest anumast. Esimene täidetakse sulatisega, sukeldades teise sellesse. Sisemise anuma põhjas on auk. Seda läbib nikli anood.
Katood asetatakse esimesse anumasse. Torud ulatuvad seadmest välja. Ühest eraldub vesinik, teisest fluor. Tiheduse säilitamiseks pistikutest ja kaltsiumfluoriidist üksi ei piisa. Samuti on vaja määrimist. Selle rolli mängib glütseriin või oksiid.
Laboratoorset meetodit 9. elemendi saamiseks kasutatakse ainult harivatel demonstratsioonidel. Tehnoloogial pole praktilist rakendust. Kuid selle olemasolu tõestab, et on võimalik teha ilma elektrolüüsita. See pole aga vajalik.
Fluori hind
Fluoriidi kui sellise eest ei ole kulu. Periooditabeli 9. elementi sisaldavatele toodetele on hinnad juba kehtestatud. Näiteks hambapastad maksavad tavaliselt 40–350 rubla. Ka ravimid on odavad ja kallid. Kõik sõltub tootjast ja teiste turul olevate ettevõtete sarnaste toodete saadavusest.
Nagu fluoriidi hinnad tervise jaoks võib see ilmselt kõrge olla. Element on mürgine. Selle käsitsemine nõuab ettevaatust. Fluoriid võib olla kasulik ja isegi raviv.
Kuid selleks peate aine kohta palju teadma, ennustama selle käitumist ja loomulikult konsulteerima spetsialistidega. Fluor on levimuse järgi Maal 13. kohal. Arv ise, mida kutsutakse kuraditosinaks, sunnib elemendiga ettevaatlik olema.
(vananenud klassifikatsiooni järgi - VII rühma põhialarühma element), teine periood, aatomnumbriga 9. Tähistatakse sümboliga F (lat. Fluorum). Fluor on äärmiselt reaktiivne mittemetall ja kõige tugevam oksüdeeriv aine, see on halogeenrühma kergeim element. Lihtaine fluor (CAS number: 7782-41-4) on tavatingimustes kaheaatomiline gaas (valem F 2), mille värvus on kahvatukollane, terava lõhnaga, mis meenutab osooni või kloori. Väga mürgine.
Lugu
Esimest fluoriühendit - fluoriit (fluoriit) CaF 2 - kirjeldati 15. sajandi lõpus nimetuse "fluor" all. 1771. aastal sai Karl Scheele vesinikfluoriidhappe.
Üks vesinikfluoriidhappe aatomitest ennustas elementi fluor 1810. aastal ja eraldas selle vabal kujul alles 76 aastat hiljem Henri Moissan 1886. aastal happelise kaaliumfluoriidi KHF 2 segu sisaldava vedela veevaba vesinikfluoriidi elektrolüüsi teel.
nime päritolu
Nimetus "fluor" (vanakreeka keelest φθόρος - hävitamine), mille pakkus välja Andre Ampère 1810. aastal, on kasutusel vene ja mõnes muus keeles; paljudes riikides võetakse kasutusele nimed, mis on tuletatud ladinakeelsest sõnast "fluorum" (mis omakorda tuleb sõnast fluere - "voolama" vastavalt fluoriühendi fluoriidi (CaF 2) omadusele sulamistemperatuuri alandada. maagi punkt ja suurendada sulandi voolavust).
Kviitung
Fluori saamise tööstuslik meetod hõlmab fluoriidimaakide ekstraheerimist ja rikastamist, nende kontsentraadi väävelhappega lagunemist koos veevaba HF moodustumisega ja selle elektrolüütilist lagunemist.
Fluori saamiseks laboris kasutatakse teatud ühendite lagundamist, kuid neid kõiki ei leidu looduses piisavas koguses ja saadakse vaba fluori abil.
Füüsikalised omadused
Kahvatukollane gaas, madalas kontsentratsioonis meenutab lõhn nii osooni kui kloori, on väga agressiivne ja mürgine.
Fluoril on ebanormaalselt madal keemispunkt (sulamistemperatuur). Selle põhjuseks on asjaolu, et fluoril puudub d-alatase ja see ei suuda erinevalt teistest halogeenidest moodustada poolteist sidet (sidemete kordsus teistes halogeenides on ligikaudu 1,1).
Keemilised omadused
Kõige aktiivsem mittemetall, see interakteerub ägedalt peaaegu kõigi ainetega, välja arvatud muidugi kõrgema oksüdatsiooniastmega fluoriidid ja harvad erandid - fluoroplastid ning enamiku puhul - põlemise ja plahvatusega. Mõned metallid on toatemperatuuril fluori suhtes vastupidavad, kuna moodustub tihe fluoriidikile, mis pärsib reaktsiooni fluoriga - Al, Mg, Cu, Ni. Fluori kokkupuude vesinikuga põhjustab isegi väga madalatel temperatuuridel (kuni –252°C) süttimist ja plahvatust. Isegi vesi ja plaatina põlevad fluoriatmosfääris:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Reaktsioonid, milles fluor on formaalselt redutseerija, hõlmavad kõrgemate fluoriidide lagunemist, näiteks:
2CoF 3 → 2CoF 2 + F 2
MnF 4 → MnF 3 + 1/2 F 2
Fluor on samuti võimeline elektrilahenduses hapnikku oksüdeerima, moodustades hapnikufluoriidi OF 2 ja dioksidifluoriidi O 2 F 2 .
Kõigis ühendites on fluori oksüdatsiooniaste –1. Selleks, et fluoril oleks positiivne oksüdatsiooniaste, on vaja eksimeermolekulide loomist või muid äärmuslikke tingimusi. Selleks on vaja fluori aatomite kunstlikku ioniseerimist.
Fluoril on kõik oma alarühmadele omased jooned, kuid ta on nagu mõõdutundeta inimene: kõike suurendatakse äärmuseni, piirini. Seda seletatakse eelkõige elemendi nr 9 asukohaga perioodilisustabelis ja selle elektroonilise struktuuriga. Selle koht perioodilisuse tabelis on "mittemetalliliste omaduste poolus", parem ülanurk. Fluori aatomimudel: tuumalaeng 9+, kaks elektroni paiknevad sisemisel kestal, seitse väliskestal. Iga aatom püüdleb alati stabiilse oleku poole. Selleks peab see täitma välimise elektroonilise kihi. Fluori aatom pole selles mõttes erand. Kaheksas elektron püütakse kinni ja eesmärk on saavutatud - moodustub "küllastunud" väliskestaga fluoriioon.
Kinnitunud elektronide arv näitab, et fluori negatiivne valents on 1-; erinevalt teistest halogeenidest ei saa sellel olla positiivne valents.
Fluori kalduvus täita välimine elektronkiht kaheksaelektroniliseks konfiguratsiooniks on äärmiselt tugev. Seetõttu on sellel erakordne reaktsioonivõime ja see moodustab ühendeid peaaegu kõigi elementidega. Hiljuti uskus enamik keemikuid ja põhjusega, et väärisgaasid ei saa moodustada tõelisi keemilisi ühendeid. Kuid peagi ei suutnud kolm kuuest "eraku" elemendist üllatavalt agressiivse fluori rünnakule vastu seista. Alates 1962. aastast on saadud fluoriide ja nende kaudu ka teisi krüptooni, ksenooni ja radooni ühendeid.
Fluori reageerimist on väga raske hoida, kuid sageli pole selle aatomeid ühenditest lihtsam eemaldada. Siin mängib rolli veel üks tegur – fluori aatomi ja iooni väga väikesed suurused. Neid on umbes poolteist korda vähem kui kloori ja poole vähem kui joodi.
Ilmselgelt, mida suuremad on halogeeniaatomid, seda vähem asub neid molübdeeni aatomi ümber. Molübdeeni maksimaalne võimalik valents realiseerub ainult koos fluori aatomitega, mille väiksus võimaldab molekuli kõige tihedamalt "pakendada".
Fluori aatomitel on väga kõrge elektronegatiivsus, s.o võime elektrone ligi tõmmata: hapnikuga suheldes moodustab fluor ühendeid, milles hapnik on positiivselt laetud. Kuum vesi põleb fluorijoas, moodustades hapniku. Kas pole erandjuhtum? Selgus, et hapnik ei olnud äkki põlemise põhjus, vaid tagajärg.
Fluorijoas ei sütti mitte ainult vesi, vaid ka muud tavaliselt mittesüttivad materjalid, nagu asbest, telliskivi ja paljud metallid. Broom, jood, väävel, seleen, telluur, fosfor, arseen, antimon, räni, puusüsi süttivad fluoris spontaanselt ka tavatemperatuuril ning kergel kuumenemisel tabab sama saatus ka keemilise passiivsuse poolest tuntud väärisplaatinametalle.
Seetõttu pole nimetus fluor ise üllatav. Kreeka keelest tõlgituna tähendab see sõna "hävitamist".
Fluor või fluor?
Fluor – hävitav – üllatavalt sobiv nimi. Välismaal on aga levinum elemendi nr 9 teine nimetus – fluor, mis tähendab ladina keeles “vedelikku”.
See nimetus sobib pigem mitte fluori, vaid mõne selle ühendi kohta ja pärineb fluoriidist või fluoriidist – esimesest inimese kasutatud fluoriühendist. Ilmselt teadsid inimesed isegi iidsetel aegadel selle mineraali võimet vähendada maakide ja metallurgiaräbu sulamistemperatuuri, kuid loomulikult ei teadnud nad selle koostist. Selle mineraali põhikomponenti, keemikutele seni tundmatut elementi nimetati fluoriks.
See nimi on teadlaste meeltesse nii juurdunud, et 1816. aastal esitatud loogiliselt põhjendatud ettepanek elemendi ümbernimetamiseks ei leidnud toetust. Kuid nende aastate jooksul hakati intensiivistama fluori otsimist, oli juba kogunenud palju katseandmeid, mis kinnitasid fluori ja selle ühendite hävitavat võimet. Ja ettepaneku autorid ei olnud ükskõik kes, vaid tolle aja suurimad teadlased Andre Ampère ja Humphry Davy. Ja ometi jäi fluor fluoriks.
Ohvreid? - Ei, kangelased
Fluori ja fluoriidi esmamainimine pärineb 15. sajandist.
18. sajandi alguses. avastati vesinikfluoriidhape – vesinikfluoriidi vesilahus ja 1780. aastal pakkus kuulus Rootsi keemik Karl Wilhelm Scheele esmakordselt välja, et see hape sisaldab uut aktiivset elementi. Kuid Scheele’i oletuse kinnitamiseks ja fluori (või fluori) eraldamiseks kulus keemikutel rohkem kui 100 aastat, terve sajand paljude erinevate riikide teadlaste rasket tööd.
Tänapäeval teame, et fluor on väga mürgine ning selle ja selle ühenditega töötamine nõuab suurt hoolt ja läbimõeldud kaitsemeetmeid. Fluori avastajad võisid selle kohta ainult oletada ja isegi mitte alati. Seetõttu on fluori avastamise ajalugu seotud paljude teaduse kangelaste nimedega. Inglise keemikud vennad Thomas ja George Knox püüdsid saada fluori hõbedast ja pliifluoriididest. Katsed lõppesid traagiliselt: Georg Knox sai invaliidi, Thomas suri. Sama saatus tabas ka D. Nicklesi ja P. Layet. 19. sajandi silmapaistev keemik. Humphry Davy, hapete vesiniku teooria looja, mees, kes sai esimesena naatriumi, kaaliumi, magneesiumi, kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi, kes tõestas kloori elementaarset olemust, ei suutnud lahendada kõikehävitava elemendi saamise probleemi. . Nende katsete käigus sai ta mürgituse ja haigestus raskelt. J. Gay-Lussac ja L. Tenard kaotasid oma tervise, saavutamata julgustavaid tulemusi.
Edukamad olid A. Lavoisier, M. Faraday, E. Fremy. Fluor säästis neid, kuid needki ei õnnestunud. 1834. aastal arvas Faraday, et tal õnnestus lõpuks tabamatu gaas kätte saada. Kuid peagi oli ta sunnitud tunnistama: "Ma ei saanud fluoriidi. Minu rangele analüüsile allutatud oletused langesid üksteise järel...” 50 (!) aastat püüdis see teadushiiglane fluori saamise probleemi lahendada, kuid ei saanud sellest kunagi üle.
Ebaõnnestumised kimbutasid teadlasi, kuid kindlustunne fluori olemasolu ja selle eraldamise võimaluse vastu kasvas iga uue katsega. See põhines arvukatel analoogiatel fluoriühendite käitumises ja omadustes juba tuntud halogeenide – kloori, broomi ja joodi – ühenditega.
Sellel teel oli mõningaid õnnestumisi. Fremy, püüdes elektrolüüsi abil fluoriididest fluori ekstraheerida, leidis viisi veevaba vesinikfluoriidi tootmiseks. Iga kogemus, isegi ebaõnnestunud, täiendas teadmistebaasi hämmastava elemendi kohta ja tõi selle avastamise päeva lähemale. Ja see päev on käes. 26. juunil 1886 elektrolüüsis prantsuse keemik Henri Moissan veevaba vesinikfluoriidi. Temperatuuril –23°C sai ta anoodilt uue ülireaktiivse gaasilise aine. Moissanil õnnestus koguda mitu gaasimulli. See oli fluor!
Moissan teatas oma leiust Pariisi Akadeemiale. Kohe loodi komisjon, mis pidi mõne päeva pärast Moissani laborisse jõudma, et kõike oma silmaga näha. Moissan valmistus korduskatseks hoolikalt ette. Ta allutas algse vesinikfluoriidi täiendavale puhastamisele ja... kõrgetasemeline komisjon fluori ei näinud. Katset ei korratud fluori vabanemisega; Skandaal?!
Kuid Moissanil õnnestus põhjus leida. Selgus, et ainult väike kogus vesinikfluoriidis sisalduvat kaaliumfluoriidi muudab selle elektrijuhiks. Vesinikfluoriidi kasutamine esimeses katses ilma täiendava puhastamiseta tagas edu: esinesid lisandid – toimus elektrolüüs. Teise katse hoolikas ettevalmistamine oli ebaõnnestumise põhjuseks.
Siiski oli õnn kindlasti Moissani poolel. Peagi õnnestus tal leida odav ja usaldusväärne materjal seadmete jaoks, milles toodetakse fluori. See probleem ei olnud vähem keeruline kui tõrksa elemendi saamine. Vesinikfluoriid ja fluor hävitasid kõik seadmed. Davy katsetas ka kristallilisest väävlist, kivisöest, hõbedast ja plaatinast valmistatud anumaid, kuid kõik need materjalid hävisid fluoriühendite elektrolüüsi käigus.
Moissan sai esimesed grammid fluori plaatina elektrolüüsis, mille elektroodid olid valmistatud iriidiumi-plaatina sulamist. Vaatamata madalale temperatuurile, mille juures katse läbi viidi, "hävitas" iga gramm fluori 5–6 g plaatinat.
Moissan asendas plaatina anuma vasest anumaga. Muidugi on vask vastuvõtlik ka fluori toimele, kuid nii nagu alumiinium on õhu eest kaitstud oksiidkilega, nii "peideti" vask fluori eest vastupandamatu vaskfluoriidi kile taha.
Elektrolüüs on siiani praktiliselt ainus fluori tootmise meetod. Alates 1919. aastast on bifluoriidsulameid kasutatud elektrolüüdina. Kaasaegsete elektrolüüside ja elektroodide materjalid on vask, nikkel, teras, grafiit. Kõik see muutis elemendi nr 9 valmistamise kordades odavamaks ja võimaldas toota seda tööstuslikus mastaabis. Fluori saamise põhimõte jäi aga samaks, mida pakkusid välja Davy ja Faraday ning mida esmakordselt rakendas Moissan.
Fluor ja paljud selle ühendid ei paku mitte ainult suurt teoreetiliselt huvi, vaid leiavad ka laialdast praktilist rakendust. Fluoriühendeid on palju, nende kasutusala on nii mitmekülgne ja mahukas, et kõigest huvitavast, mis selle elemendiga seostub, ei piisaks isegi 100 leheküljest. Seetõttu leiate meie loost ainult kõige huvitavamad fluoriühendid, mis on meie tööstuses, meie elus, meie igapäevaelus ja isegi kunstis kindlalt kinnistunud - ühendeid, ilma milleta (seda võib liialdamata öelda) toimub progress. mõeldamatu.
Fluoriidhüdriid ja... vesi
Mis võib ühist olla kõikehävitaval fluoril ja "rahulikul" tuttaval veel? Näib - mitte midagi. Kuid hoidugem kiirustavatest järeldustest. Vett võib ju pidada hapnikhüdriidiks ja vesinikfluoriidhape HF pole midagi muud kui fluorhüdriid. Niisiis, meil on tegemist lähimate keemiliste "sugulastega" - kahe tugeva oksüdeeriva aine hüdriididega.
Tuntud on kõikide halogeenide hüdriidid. Nende omadused muutuvad loomulikult, kuid vesinikfluoriid on paljuski lähemal veele kui teistele vesinikhalogeniididele. Võrrelge dielektrilisi konstante: HF ja H 2 O puhul on need väga lähedased (83,5 ja 80), samas kui broomi, joodi ja kloori hüdriidide puhul on see omadus palju madalam (ainult 2,9 - 4,6). HF keemistemperatuur on +19°C, samas kui HI, HBr ja HCl lähevad gaasilisse olekusse juba miinustemperatuuridel.
Ühte looduslikku fluoriühendit, mineraalset krüoliiti, nimetatakse sulavaks jääks. Tõepoolest, tohutud krüoliidikristallid on väga sarnased jääplokkidega.
Üks ulmekirjaniku I. A. Efremovi lugudest kirjeldab kohtumist kosmoses planeedi elanikega, millel fluor, mitte hapnik osaleb kõigis elutähtsates oksüdatiivsetes protsessides. Kui selline planeet on olemas, siis pole kahtlust, et selle asukad kustutavad oma janu... vesinikfluoriidiga.
Maal on vesinikfluoriidil muid eesmärke
Aastal 1670 segas Nürnbergi kunstnik Schwangard fluoriidi väävelhappega ja kandis selle seguga klaasile jooniseid. Schwangard ei teadnud, et tema segu komponendid reageerisid üksteisega, kuid "joonistas" reaktsiooniprodukti. See ei takistanud Schwangardi avastuse rakendamist. Nad kasutavad seda tänapäevalgi. Klaasnõule kantakse õhuke kiht parafiini. Kunstnik värvib selle kihi üle ja kasteb seejärel anuma vesinikfluoriidhappe lahusesse. Nendes kohtades, kus vesinikfluoriidi suhtes puutumatu parafiini "soomus" eemaldatakse, söövitab hape klaasi ja kujundus jääb sellele igaveseks jäljendiks. See on vanim vesinikfluoriidi kasutusala, kuid sugugi mitte ainus.
Piisab, kui öelda, et vähem kui 20 aastat pärast esimeste vesinikfluoriidi tootmiseks mõeldud tööstusrajatiste loomist ulatus selle aastane toodang USA-s 125 tuhande tonnini - see ei ole täielik loetelu tööstusharudest, kus vesinikfluoriidi kasutatakse kõige laialdasemalt. Vesinikfluoriid on võimeline muutma paljude reaktsioonide kiirust ja seda kasutatakse mitmesuguste keemiliste transformatsioonide katalüsaatorina. Kaasaegse keemia üks peamisi suundi on reaktsioonide läbiviimine mittevesikeskkonnas. Vesinikfluoriid on muutunud kõige huvitavamaks ja juba laialdaselt kasutatavaks mittevesilahustiks.
Vesinikfluoriid on väga agressiivne ja ohtlik reaktiiv, kuid see on asendamatu paljudes kaasaegse tööstuse harudes. Seetõttu on selle käsitsemise meetodeid sedavõrd täiustatud, et tänapäeva pädeva keemiku jaoks on vesinikfluoriid muutunud peaaegu sama ohutuks kui tundmatu fluoriplaneedi elanike jaoks.
Fluoriidi kunstlik lisamine veele nendes kohtades, kus selle puudust leitakse, viib uute haigusjuhtude elimineerimiseni ja haigetel inimestel kaariese vähenemiseni. Teeme kohe broneeringu – suur liigne fluorisisaldus vees põhjustab ägeda haiguse – fluoroosi (laiguline email). Meditsiini igavene dilemma: suured annused on mürk, väikesed annused on ravim.
Paljudes kohtades on rajatud vee kunstliku fluorimise paigaldised. See laste kaariese ennetamise meetod on eriti tõhus. Seetõttu lisatakse mõnes riigis fluoriühendeid (äärmiselt väikestes annustes). piim.
Eeldatakse, et fluor on elusraku arenguks vajalik ning et see sisaldub koos fosforiga loomsete ja taimsete kudede koostises.
Fluori kasutatakse laialdaselt erinevate ravimite sünteesimisel. Fluororgaanilisi ühendeid kasutatakse edukalt kilpnäärmehaiguste, eriti Gravesi tõve, diabeedi krooniliste vormide, bronhiaal- ja reumaatiliste haiguste, glaukoomi ja vähi raviks. Need on kasulikud ka malaaria ennetamiseks ja raviks ning on hea vahend streptokokkide ja stafülokokkide infektsioonide vastu. Mõned fluororgaanilised ravimid on usaldusväärsed valuvaigistid.
Fluor ja elu – just see fluorikeemia osa on suurimat arengut väärt ja tulevik on selles. Fluor ja surm? Sellel alal on võimalik ja vajalik töötada, kuid selleks, et saada mitte surmavalt mürgiseid aineid, vaid erinevaid ravimeid näriliste ja muude põllumajanduskahjurite vastu võitlemiseks. Selliste rakenduste näideteks on monofluoroäädikhape ja naatriumfluoroatsetaat.
Kui mõnus on kuumal suvepäeval külmkapist pudel jääkülma mineraalvett välja võtta...
Enamikus külmikutes – nii tööstuslikes kui ka kodumajapidamistes – on külmutusagens, külma tekitav aine, fluororgaaniline vedelik – freoon.
Freoonid saadakse lihtsaimate orgaaniliste ühendite molekulides vesinikuaatomite asendamisel fluori või fluori ja klooriga. Lihtsaim süsivesinik on metaan CH4. Kui metaanis on kõik vesinikuaatomid asendatud fluoriga, siis moodustub tetrafluorometaan CF 4 (Freoon-14) ja kui ainult kaks vesinikuaatomit asendatakse fluoriga ja ülejäänud kaks klooriga, siis difluorodiklorometaan CF 2 Cl 2 (Freoon -12) saadakse.
Kodukülmikud kasutavad tavaliselt Freon-12. See on värvitu, vees lahustumatu ja mittesüttiv gaas, mille lõhn on sarnane eetriga. Freoonid 11 ja 12 töötavad ka kliimaseadmetes. Kõigi kasutatud külmutusainete jaoks koostatud "kahjulikkuse skaalal" on freoonid viimastel kohtadel. Need on veelgi kahjutumad kui "kuiv jää" - tahke süsinikdioksiid.
Freoonid on äärmiselt stabiilsed ja keemiliselt inertsed. Siin, nagu fluoroplasti puhul, seisame silmitsi sama hämmastava nähtusega: kõige aktiivsema elemendi - fluori - abil on võimalik saada keemiliselt väga passiivseid aineid. Need on eriti vastupidavad oksüdeerivate ainete toimele ja see pole üllatav - lõppude lõpuks on nende süsinikuaatomid kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Seetõttu ei põle fluorosüsivesinikud (ja eriti freoonid) isegi puhta hapniku atmosfääris. Tugeva kuumutamise korral toimub hävitamine - molekulide lagunemine, kuid mitte nende oksüdatsioon. Need omadused võimaldavad freoone kasutada ka mitmel muul juhul: neid kasutatakse leegi peatajatena, inertsete lahustitena ning vahetoodetena plastide ja määrdeainete tootmisel.
Nüüd on teada tuhandeid erinevat tüüpi fluororgaanilisi ühendeid. Paljusid neist kasutatakse kaasaegse tehnoloogia kõige olulisemates harudes. Freoonides töötab fluor “külmatööstuse” jaoks, kuid selle abil on võimalik saada väga kõrgeid temperatuure. Võrrelge neid arve: hapniku-vesiniku leegi temperatuur on 2800 °C, hapniku-atsetüleeni leegi temperatuur on 3500 °C ja vesiniku põlemisel fluoris tekib temperatuur 3700 °C. See reaktsioon on juba leidnud praktilist rakendust metalli lõikamiseks kasutatavates vesinikfluoriidpõletites. Lisaks on teada põletid, mis töötavad fluorokloriididel (fluori ja kloori ühendid), aga ka lämmastiktrifluoriidi ja vesiniku segul. Viimane segu on eriti mugav, kuna lämmastiktrifluoriid ei põhjusta seadmete korrosiooni. Loomulikult mängivad kõigis neis reaktsioonides fluor ja selle ühendid oksüdeerivat ainet. Neid saab kasutada ka oksüdeerijana vedelreaktiivmootorites. Fluori ja selle ühendeid sisaldava reaktsiooni kasuks räägib palju. Tekib kõrgem temperatuur, mis tähendab, et rõhk põlemiskambris on suurem ja reaktiivmootori tõukejõud suureneb. Selliste reaktsioonide tulemusena ei teki tahkeid põlemisprodukte, mis tähendab, et sel juhul puudub ka oht düüside ummistumiseks ja mootori purunemiseks.
Kuid fluoril kui raketikütuse komponendil on mitmeid olulisi puudusi. See on väga mürgine, söövitav ja väga madala keemistemperatuuriga. Seda on raskem säilitada vedelana kui teisi gaase. Seetõttu on siin vastuvõetavamad fluoriühendid hapniku ja halogeenidega.
Mõned neist ühenditest ei jää oma oksüdeerivate omaduste poolest vedelale fluorile alla, kuid neil on tohutu eelis: tavatingimustes on need kas vedelikud või kergesti veelduvad gaasid.