FLUOR(lat. Fluorum), F, kemijski element s atomskim brojem 9, atomske mase 18,998403. Prirodni fluor se sastoji od jednog stabilnog nuklida 19 F. Konfiguracija vanjskog sloja elektrona je 2s 2 p 5. U spojevima pokazuje samo oksidacijsko stanje –1 (valencija I). Fluor se nalazi u drugoj periodi VIIA grupe Mendeljejevljevog periodnog sustava elemenata i pripada halogenima.
Polumjer neutralnog atoma fluora je 0,064 nm, polumjer iona F je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) i 0,119 (6) nm (vrijednost koordinacijskog broja navedena je u zagradama) . Energije sekvencijalne ionizacije neutralnog atoma fluora su 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 i 114,2 eV. Elektronski afinitet 3,448 eV (najveći među atomima svih elemenata). Na Paulingovoj ljestvici fluor ima elektronegativnost 4 (najveća vrijednost od svih elemenata). Fluor je najaktivniji nemetal.
U svom slobodnom obliku, fluor je bezbojan plin oštrog, zagušljivog mirisa.
Svojstva: u normalnim uvjetima fluor je plin (gustoće 1,693 kg/m3) oštrog mirisa. Vrelište 188,14°C, talište 219,62°C. U čvrstom stanju formira dvije modifikacije: a-oblik koji postoji od tališta do 227,60°C, i b- oblik koji je stabilan na temperaturama nižim od 227,60°C.
Kao i drugi halogeni, fluor postoji u obliku dvoatomnih F 2 molekula. Međunuklearna udaljenost u molekuli je 0,14165 nm. Molekulu F2 karakterizira anomalno niska energija disocijacije na atome (158 kJ/mol), što posebno određuje visoku reaktivnost fluora.
Kemijska aktivnost fluora je izuzetno visoka. Od svih elemenata s fluorom samo tri laka inertna plina ne tvore fluoride: helij, neon i argon. U svim spojevima, fluor pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje, 1.
Fluor izravno reagira s mnogim jednostavnim i složenim tvarima. Dakle, u kontaktu s vodom, fluor reagira s njom (često se kaže da "voda gori u fluoru"):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reagira eksplozivno u jednostavnom kontaktu s vodikom (H):
H2 + F2 = 2HF.
Ovo proizvodi plin fluorovodik HF, koji je beskonačno topljiv u vodi uz stvaranje relativno slabe fluorovodične kiseline.
Fluor reagira s većinom nemetala. Tako, kada fluor reagira s grafitom, nastaju spojevi opće formule CF x, kada fluor reagira sa silicijevim (Si) fluoridom SiF 4, s bor trifluoridom BF 3. Kada fluor reagira sa sumporom (S), nastaju spojevi SF 6 i SF 4 itd.
Poznat je veliki broj spojeva fluora s drugim halogenima, na primjer, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 i drugi, a brom (Br) i jod (I) se zapale u atmosferi fluora na uobičajenim temperaturama, a klor ( Cl) stupa u interakciju s fluorom kada se zagrije na 200-250°C.
Osim navedenih inertnih plinova, dušik (N), kisik (O), dijamant, ugljikov dioksid i ugljikov monoksid ne reagiraju izravno s fluorom.
Posredno su dobiveni dušikov trifluorid NF 3 i kisikovi fluoridi O 2 F 2 i OF 2 u kojima kisik ima neobična oksidacijska stanja +1 i +2.
Kada fluor stupa u interakciju s ugljikovodicima, dolazi do njihove destrukcije, popraćene proizvodnjom fluorougljika različitih sastava.
Uz lagano zagrijavanje (100-250°C) fluor reagira sa srebrom (Ag), vanadijem (V), renijem (Re) i osmijem (Os). Sa zlatom (Au), titanom (Ti), niobijem (Nb), kromom (Cr) i nekim drugim metalima, reakcija s fluorom počinje se odvijati na temperaturama iznad 300-350°C. S onim metalima čiji su fluoridi nehlapljivi (aluminij (Al), željezo (Fe), bakar (Cu) itd.), fluor reagira primjetnom brzinom na temperaturama iznad 400-500°C.
Neki fluoridi viših metala, na primjer, uranov heksafluorid UF 6, dobivaju se djelovanjem fluora ili sredstva za fluoriranje kao što je BrF 3 na niže halogenide, na primjer:
UF 4 + F 2 = UF 6
Treba napomenuti da već spomenuta fluorovodična kiselina HF odgovara ne samo srednjim fluoridima kao što su NaF ili CaF 2, već i kiselim fluoridima i hidrofluoridima kao što su NaHF 2 i KHF 2.
Sintetiziran je i velik broj različitih organofluornih spojeva, uključujući i poznati teflon, materijal koji je polimer tetrafluoretilena.
Povijest otkrića: Povijest otkrića fluora povezana je s mineralom fluorit ili fluorit. Sastav ovog minerala, kao što je sada poznato, odgovara formuli CaF 2 i predstavlja prvu tvar koja sadrži fluor koju je čovjek počeo koristiti. U davnim vremenima je zabilježeno da ako se fluorit doda rudi tijekom taljenja metala, talište rude i troske se snižava, što uvelike olakšava proces (otuda i naziv minerala - od latinskog fluo - tok).
Godine 1771., obradom fluorita sumpornom kiselinom, švedski kemičar K. Scheele pripremio je kiselinu koju je nazvao "fluorna kiselina". Francuski znanstvenik A. Lavoisier je predložio da ova kiselina sadrži novi kemijski element, koji je predložio nazvati "fluorem" (Lavoisier je vjerovao da je fluorovodična kiselina spoj fluora s kisikom, jer, prema Lavoisieru, sve kiseline moraju sadržavati kisik) . Međutim, nije uspio identificirati novi element.
Novi element je dobio ime "fluor", što se također odražava u njegovom latinskom nazivu. Ali dugotrajni pokušaji da se ovaj element izolira u slobodnom obliku bili su neuspješni. Mnogi znanstvenici koji su ga pokušali dobiti u slobodnom obliku umrli su tijekom takvih eksperimenata ili postali invalidi. To su engleski kemičari braća T. i G. Knox, te francuski J.-L. Gay-Lussac i L. J. Thénard te mnogi drugi. Sam G. Davy, koji je prvi dobio natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca) i druge elemente u slobodnom obliku, bio je otrovan i teško obolio kao posljedica pokusa proizvodnje fluora elektrolizom . Vjerojatno je pod dojmom svih tih neuspjeha 1816. predloženo ime, iako sličnog zvuka, ali potpuno drugačijeg značenja, za novi element - fluor (od grčkog phtoros - uništenje, smrt). Ovaj naziv za element prihvaćen je samo u ruskom; Francuzi i Nijemci i dalje nazivaju fluor, britanski fluor.
Čak ni tako izvanredan znanstvenik poput M. Faradaya nije uspio dobiti fluor u slobodnom obliku. Tek je 1886. godine francuski kemičar A. Moissan elektrolizom tekućeg fluorovodonika HF, ohlađenog na temperaturu od 23°C (tekućina mora sadržavati malo kalijevog fluorida KF, koji joj osigurava električnu vodljivost), uspio dobiti prvi dio novog, izuzetno reaktivnog plina na anodi. U svojim prvim eksperimentima, Moissan je koristio vrlo skup elektrolizer napravljen od platine (Pt) i iridija (Ir) za proizvodnju fluora. Štoviše, svaki dobiveni gram fluora "pojeo" je do 6 g platine. Kasnije je Moissan počeo koristiti mnogo jeftiniji bakreni elektrolizator. Fluor reagira s bakrom (Cu), ali reakcija stvara tanki film fluorida, koji sprječava daljnje uništavanje metala.
Priznanica: U prvoj fazi proizvodnje fluora oslobađa se fluorovodik HF. Priprema fluorovodika i fluorovodične kiseline događa se, u pravilu, zajedno s preradom fluorapatita u fosfatna gnojiva. Plinoviti hidrogen fluorid nastao tijekom obrade fluorapatita sumpornom kiselinom zatim se skuplja, ukapljuje i koristi za elektrolizu. Elektroliza se može provesti ili kao tekuća smjesa HF i KF (proces se provodi na temperaturi od 15-20 ° C), kao i talina KH 2 F 3 (na temperaturi od 70-120 ° C). C) ili talina KHF 2 (pri temperaturi od 245-310°C). U laboratoriju, za pripremu malih količina slobodnog fluora, možete koristiti ili zagrijavanje MnF 4, koji eliminira fluor, ili zagrijavanje mješavine K 2 MnF 6 i SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Nalaz u prirodi: Sadržaj fluora u zemljinoj kori dosta je visok i iznosi 0,095% masenog udjela (znatno više od najbližeg analoga fluora u skupini klora (Cl). Zbog svoje visoke kemijske aktivnosti, fluor se, naravno, ne pojavljuje u slobodnom obliku. Najvažniji minerali fluora su fluorit (fluorit), kao i fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 i kriolit Na 3 AlF 6. Fluor kao nečistoća ulazi u sastav mnogih minerala i nalazi se u podzemnim vodama; u morskoj vodi 1.3·10 4% fluora.
Primjena: Fluor se široko koristi kao sredstvo za fluoriranje u proizvodnji raznih fluorida (SF 6, BF 3, WF 6 i drugi), uključujući spojeve plemenitih plinova ksenona (Xe) i kriptona (Kr). Uranov heksafluorid UF 6 koristi se za odvajanje izotopa urana (U). Fluor se koristi u proizvodnji teflona, drugih fluoroplasta, fluornih guma, organskih tvari koje sadrže fluor i materijala koji se široko koriste u tehnologiji, posebno u slučajevima kada je potrebna otpornost na agresivna okruženja, visoke temperature i sl.
Fluor(lat. Fluorum), F, kemijski element VII skupine Mendeljejeva periodnog sustava, pripada halogenima, atomski broj 9, atomska masa 18,998403; u normalnim uvjetima (0 °C; 0,1 Mn/m2, ili 1 kgf/cm2) - blijedožuti plin s oštrim mirisom.
Prirodni fluor se sastoji od jednog stabilnog izotopa 19 F. Umjetno je dobiven niz izotopa, posebice: 16 F s vremenom poluraspada 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).
Povijesna referenca. Prvi spoj fluora - fluorit (fluorit) CaF 2 - opisan je krajem 15. stoljeća pod nazivom "fluor" (od latinskog fluo - tok, zbog svojstva CaF 2 da viskozne troske metalurške proizvodnje čini tekućinama -teče). Godine 1771. K. Scheele dobio je fluorovodičnu kiselinu. Slobodni fluor izolirao je A. Moissan 1886. elektrolizom tekućeg bezvodnog fluorovodika koji je sadržavao primjesu kiselog kalijevog fluorida KHF 2.
Kemija fluora počela se razvijati 1930-ih, posebno brzo tijekom i nakon Drugog svjetskog rata 1939-45 u vezi s potrebama nuklearne industrije i raketne tehnologije. Naziv "Fluor" (od grčkog phthoros - uništenje, smrt), koji je predložio A. Ampere 1810., koristi se samo u ruskom; U mnogim je zemljama prihvaćen naziv "fluor".
Raspodjela fluora u prirodi. Prosječni sadržaj fluora u zemljinoj kori (clarke) iznosi 6,25·10 -2% mase; u kiselim magmatskim stijenama (granitima) iznosi 8·10 -2%, u bazičnim stijenama - 3,7·10 -2%, u ultrabazičnim stijenama - 1·10 -2%. Fluor je prisutan u vulkanskim plinovima i termalnim vodama. Najvažniji spojevi fluora su fluorit, kriolit i topaz. Ukupno je poznato više od 80 minerala koji sadrže fluor. Spojevi fluora također se nalaze u apatitima, fosforitima i drugima. Fluor je važan biogeni element. U povijesti Zemlje izvor fluora koji ulazi u biosferu bili su proizvodi vulkanskih erupcija (plinovi, itd.).
Fizička svojstva fluora. Plinoviti fluor ima gustoću od 1,693 g/l (0°C i 0,1 Mn/m2, odnosno 1 kgf/cm2), tekućina - 1,5127 g/cm3 (na vrelištu); tpl -219,61 °C; vrelište -188,13 °C. Molekula fluora sastoji se od dva atoma (F 2); na 1000 °C 50% molekula disocira, energija disocijacije je oko 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor je slabo topljiv u tekućem fluorovodiku; topljivost 2,5·10 -3 g u 100 g HF na -70 °C i 0,4·10 -3 g na -20 °C; u tekućem obliku, neograničeno topljiv u tekućem kisiku i ozonu.
Kemijska svojstva fluora. Konfiguracija vanjskih elektrona atoma fluora je 2s 2 2p 5. U spojevima pokazuje oksidacijsko stanje -1. Kovalentni atomski radijus je 0,72Å, ionski radijus je 1,33Å. Elektronski afinitet 3,62 eV, energija ionizacije (F → F+) 17,418 eV. Visoke vrijednosti afiniteta elektrona i energije ionizacije objašnjavaju jaku elektronegativnost atoma fluora, najveću među svim ostalim elementima. Visoka reaktivnost fluora određuje egzotermnu prirodu fluoriranja, što je zauzvrat određeno abnormalno niskom energijom disocijacije molekule fluora i velikim vrijednostima energije veze atoma fluora s drugim atomima. Izravna fluoridacija ima lančani mehanizam i može lako dovesti do izgaranja i eksplozije. Fluor reagira sa svim elementima osim helijem, neonom i argonom. Međusobno djeluje s kisikom u tinjajućem pražnjenju, stvarajući pri niskim temperaturama kisikove fluoride O 2 F 2, O 3 F 2 i druge. Reakcije fluora s drugim halogenima su egzotermne, što rezultira stvaranjem međuhalogenih spojeva. Klor stupa u interakciju s fluorom kada se zagrije na 200-250 "C, dajući klor monofluorid ClF i klor trifluorid ClF 3. Poznat je i ClF 5, koji se dobiva fluoridacijom ClF 3 pri visokoj temperaturi i tlaku od 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2 ).Brom i jod se zapale u atmosferi fluora na uobičajenim temperaturama, a BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 mogu se dobiti izravno s kriptonom, ksenonom i radonom, tvoreći odgovarajuće fluoride (na primjer, XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Poznati su i ksenonski oksifluoridi.
Interakcija fluora sa sumporom praćena je oslobađanjem topline i dovodi do stvaranja brojnih sumpornih fluorida. Selen i telur tvore više fluoride SeF 6 i TeF 6 . Fluor i vodik reagiraju izgaranjem; pri tome nastaje fluorovodik. Ovo je radikalna reakcija s lančanim grananjem: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (gdje su HF * i H 2 * molekule u vibracijski pobuđenom stanju); reakcija se koristi u kemijskim laserima. Fluor reagira s dušikom samo u električnom pražnjenju. Drveni ugljen, u interakciji s fluorom, zapali se na uobičajenim temperaturama; grafit s njime reagira pod jakim zagrijavanjem, te je moguće stvaranje čvrstog grafit fluorida (CF) X ili plinovitih perfluorougljika CF 4, C 2 F 6 i drugih. Fluor na hladnoći reagira s borom, silicijem, fosforom i arsenom, stvarajući odgovarajuće fluoride.
Fluor se snažno spaja s većinom metala; alkalijski i zemnoalkalijski metali zapale se u atmosferi fluora na hladnom, Bi, Sn, Ti, Mo, W - uz lagano zagrijavanje. Hg, Pb, U, V reagiraju s fluorom na sobnoj temperaturi, Pt - na tamnocrvenoj temperaturi topline. Kada metali reagiraju s fluorom, obično nastaju viši fluoridi, na primjer UF 6, MoF 6, HgF 2. Neki metali (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reagiraju s fluorom stvarajući zaštitni film od fluorida, sprječavajući daljnju reakciju.
Kada fluor međudjelova s metalnim oksidima na hladnoći, nastaju metalni fluoridi i kisik; Također je moguće stvaranje metalnih oksifluorida (na primjer, MoO 2 F 2 ). Oksidi nemetala ili dodaju fluor, na primjer SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, ili je kisik u njima zamijenjen fluorom, na primjer SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Staklo vrlo sporo reagira s fluorom; u prisutnosti vode reakcija se odvija brzo. Voda međudjeluje s fluorom: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; pri tome nastaju i OF 2 i vodikov peroksid H 2 O 2 . Dušikovi oksidi NO i NO 2 lako dodaju fluor da nastane nitrozil fluorid FNO odnosno nitril fluorid FNO 2 . Ugljični monoksid (II) zagrijavanjem dodaje fluor da nastane karbonil fluorid: CO + F 2 = COF 2.
Metalni hidroksidi reagiraju s fluorom i nastaju metalni fluorid i kisik, na primjer 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. Vodene otopine NaOH i KOH reagiraju s fluorom na 0°C i nastaju OF 2 .
Metalni ili nemetalni halidi reagiraju s fluorom na hladnoći, pri čemu fluor zamjenjuje sve halogene.
Sulfidi, nitridi i karbidi lako se fluoriraju. Metalni hidridi tvore metalni fluorid i HF s fluorom na hladnoći; amonijak (u pari) - N 2 i HF. Fluor zamjenjuje vodik u kiselinama ili metale u njihovim solima, na primjer HNO 3 (ili NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (ili NaF); pod težim uvjetima, fluor istiskuje kisik iz ovih spojeva, stvarajući sulfuril fluorid, na primjer Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Karbonati alkalijskih i zemnoalkalijskih metala reagiraju s fluorom na uobičajenim temperaturama; ovo proizvodi odgovarajući fluorid, CO 2 i O 2 .
Fluor snažno reagira s organskim tvarima.
Dobivanje fluora. Izvor za proizvodnju fluora je fluorovodik, koji se uglavnom dobiva ili djelovanjem sumporne kiseline H 2 SO 4 · na fluorit CaF 2, ili preradom apatita i fosforita. Proizvodnja fluora provodi se elektrolizom taline kiselog kalijevog fluorida KF-(1,8-2,0)HF, koji nastaje kada se talina KF-HF zasiti fluorovodikom do sadržaja od 40-41% HF. Materijal za elektrolizer je obično čelik; elektrode - ugljična anoda i čelična katoda. Elektroliza se provodi pri 95-100 °C i naponu od 9-11 V; Izlaz struje fluora doseže 90-95%. Dobiveni fluor sadrži do 5% HF, koji se uklanja smrzavanjem nakon čega slijedi apsorpcija natrijevim fluoridom. Fluor se skladišti u plinovitom stanju (pod tlakom) iu tekućem obliku (kada se hladi tekućim dušikom) u uređajima od nikla i legura na njegovoj osnovi (Monel metal), bakra, aluminija i njegovih legura, mjedi, nehrđajućeg čelika.
Primjena fluora. Plinoviti fluor se koristi za fluoriranje UF 4 u UF 6, koristi se za odvajanje izotopa urana, kao i za proizvodnju klor trifluorida ClF 3 (sredstvo za fluoriranje), sumpor heksafluorida SF 6 (plinoviti izolator u elektroindustriji), metalni fluoridi (na primjer, W i V ). Tekući fluor je oksidans za raketna goriva.
Brojni spojevi fluora imaju široku primjenu - vodikov fluorid, aluminijev fluorid, silikofluoridi, fluorsulfonska kiselina (otapalo, katalizator, reagens za proizvodnju organskih spojeva koji sadrže skupinu - SO 2 F), BF 3 (katalizator), organofluorni spojevi i drugi.
Sigurnosne mjere opreza. Fluor je otrovan, njegova najveća dopuštena koncentracija u zraku je približno 2·10 -4 mg/l, a najveća dopuštena koncentracija uz izloženost ne dulju od 1 sata je 1,5·10 -3 mg/l.
Fluor u tijelu. Fluor je stalno uključen u životinjska i biljna tkiva; mikroelement U obliku anorganskih spojeva nalazi se uglavnom u kostima životinja i ljudi - 100-300 mg/kg; Posebno puno fluora ima u zubima. Kosti morskih životinja bogatije su fluorom u odnosu na kosti kopnenih životinja. U organizam životinja i ljudi ulazi uglavnom s vodom za piće, u kojoj je optimalni sadržaj fluora 1-1,5 mg/l. S nedostatkom fluora čovjek razvija zubni karijes, a s povećanim unosom - fluorozu. Visoke koncentracije iona fluora opasne su zbog svoje sposobnosti inhibicije niza enzimskih reakcija, kao i zbog sposobnosti vezanja biološki važnih elemenata. (P, Ca, Mg i drugi), narušavajući njihovu ravnotežu u organizmu. Organski derivati fluora nalaze se samo u nekim biljkama (na primjer, u južnoafričkom Dichapetalum cymosum). Glavni od njih su derivati fluorooctene kiseline, otrovni i za druge biljke i životinje. Utvrđena je veza između metabolizma fluora i formiranja koštanog tkiva skeleta, a posebno zuba.
Otrovanje fluorom moguće je među radnicima u kemijskoj industriji, tijekom sinteze spojeva koji sadrže fluor i u proizvodnji fosfatnih gnojiva. Fluorid nadražuje dišne putove i uzrokuje opekline kože. Kod akutnog trovanja dolazi do nadražaja sluznice grkljana i bronha, očiju, slinjenja i krvarenja iz nosa; u teškim slučajevima - plućni edem, oštećenje središnjeg živčanog sustava i drugi; u kroničnim slučajevima - konjunktivitis, bronhitis, upala pluća, pneumoskleroza, fluoroza. Karakteristične su kožne lezije poput ekcema. Prva pomoć: ispiranje očiju vodom, kod opeklina kože ispiranje 70% alkoholom; kod inhalacijskih trovanja – udisanje kisika. Prevencija: poštivanje sigurnosnih propisa, nošenje posebne odjeće, redoviti liječnički pregledi, uključivanje kalcija i vitamina u prehranu.
Uništenje i smrt. Ovako je ime prevedeno s grčkog fluorid. Ime je povezano s poviješću njegovog otkrića. Deseci znanstvenika su ozlijeđeni ili umrli pokušavajući izolirati element čije je postojanje Scheele prvi sugerirao. Dobio je fluorovodičnu kiselinu, ali iz nje nije uspio izdvojiti novu tvar - fluor.
Ime je povezano s mineralom - osnovom fluorovodične kiseline i glavnim izvor fluora. Elektrolizom su ga pokušali dobiti i braća Knox iz Engleske te Gay-Lussac i Tenard iz Francuske. Umrli su tijekom pokusa.
Davy, koji je otkrio natrij, kalij i kalcij, došao je u kontakt s fluorom, otrovao se i ostao invalid. Kasnije je znanstvena zajednica preimenovala element. Ali je li izvan kemijskih laboratorija doista tako opasno i zašto je potrebno? Na ova pitanja ćemo odgovoriti dalje.
Kemijska i fizikalna svojstva fluora
Fluor zauzima 9. mjesto u. U prirodi se element sastoji od jednog stabilnog nuklida. Tako se nazivaju atomi čiji je životni ciklus dovoljan za opažanja i znanstvena istraživanja. Težina atom fluora– 18.998. U molekuli se nalaze 2 atoma.
Fluor – element s najvećom elektronegativnošću. Fenomen je povezan sa sposobnošću atoma da se povezuje s drugima i privlači elektrone k sebi. Indeks fluora na Paulingovoj ljestvici je 4. To doprinosi slavi 9. elementa kao najaktivnijeg nemetala. U normalnom stanju to je žućkasti plin. Otrovan je i ima oštar miris - nešto između aroma ozona i klora.
Fluor je tvar s nenormalno niskim vrelištem za plinove - samo 188 stupnjeva Celzijusa. Preostali halogeni, odnosno tipični nemetali iz 7. skupine periodnog sustava, vriju velikom brzinom. To je zbog činjenice da imaju d-podrazinu, koja je odgovorna za jednu i pol vezu. Molekula fluora nema ga.
Aktivnost fluora izražava se u broju i prirodi mogućih reakcija s drugim elementima. Veza s većinom njih popraćena je paljenjem i eksplozijama. U dodiru s vodikom stvara se plamen čak i pri niskim temperaturama. Čak i voda gori u atmosferi fluora. Štoviše, u komori sa žućkastim plinom zapali se najintertniji i najvrjedniji element.
Spojevi fluora nemoguće samo s neonom, argonom i helijem. Sva 3 plina su laka i inertna. Nije otporan na plinove, nije osjetljiv na fluor. Postoji niz elemenata s kojima su reakcije moguće samo pri povišenim temperaturama. Da, par klorofluor interagira samo na 200-250 stupnjeva Celzijusa.
Primjena fluora
Bez fluora Teflonski premazi nisu potrebni. Njihovo znanstveno ime je tetrafluoretilen. Spojevi pripadaju organskoj skupini i imaju neljepljiva svojstva. U biti, teflon je plastika, ali neobično teška. Gustoća vode je 2 puta veća - to je razlog prekomjerne težine premaza i posuđa s njim.
U nuklearnoj industriji fluor Ima veza s postupkom odvajanja izotopa urana. Znanstvenici kažu da nije bilo 9. elementa, ne bi bilo ni nuklearnih elektrana. Kao gorivo im ne služi bilo koji uran, već samo nekoliko njegovih izotopa, posebno 235. Metode odvajanja namijenjene su plinovima i hlapljivim tekućinama.
Ali, uran vrije na 3500 stupnjeva Celzijusa. Nejasno je koji će materijali za kolone i centrifuge izdržati takvu toplinu. Srećom, postoji hlapljivi uranov heksafluorid, koji vrije tek na 57 stupnjeva. Iz toga je izolirana metalna frakcija.
Oksidacija fluora, točnije, njegova oksidacija raketnog goriva važan je element zrakoplovne industrije. U njemu nije koristan plinoviti element, već tekućina. U tom stanju fluor postaje jarko žut i najreaktivniji je.
U metalurgiji se koristi standardni plin. Formula fluora transformira. Element je uključen u spoj neophodan za proizvodnju aluminija. Proizvodi se elektrolizom. Ovdje je uključen heksafluoroaluminat.
Spajanje dobro dođe u optici magnezijev fluor, odnosno fluor. Proziran je u rasponu svjetlosnih valova od vakuumskog ultraljubičastog do infracrvenog zračenja. Ovdje dolazi do veze s lećama i prizmama za specijalizirane optičke instrumente.
Deveti element primijetili su i liječnici, posebice stomatolozi. Pronašli su 0,02% fluora u zubima. Tada se pokazalo da je u regijama gdje postoji manjak tvari, učestalost karijesa veća.
Sadržano fluorid u vodi, odakle ulazi u tijelo. U oskudnim područjima, počeli su umjetno dodavati element u vodu. Situacija se popravila. Stoga je stvoreno pasta s fluorom.
Fluorid u stomatologiji caklina može uzrokovati fluorozu - tamnjenje, mrljanje tkiva. To je posljedica preobilja elementa. Stoga je u regijama s normalnim sastavom vode bolje odabrati pasta za zube bez fluorida. Također je potrebno pratiti njegov sadržaj u prehrambenim proizvodima. Postoji čak i mlijeko s fluorom. Nema potrebe za obogaćivanjem plodova mora, oni već sadrže mnogo 9. elementa.
Tjestenina bez fluora– izbor vezan uz stanje zuba. Ali u medicini, element je potreban ne samo u području stomatologije. Pripravci fluora propisuju se za probleme sa štitnjačom, na primjer, Gravesovu bolest. U borbi protiv njega vodeću ulogu ima par fluorid-jod.
Lijekovi s 9. elementom potrebni su onima koji imaju kronični dijabetes. Glaukom i rak također su na popisu bolesti koje se liječe fluorid. Kako kisik tvar je ponekad potrebna za bronhijalne bolesti i reumatske dijagnoze.
Ekstrakcija fluora
Fluor se vadi sve na isti način koji je pomogao otvoriti element. Nakon niza smrti, jedan od znanstvenika uspio je ne samo preživjeti, već i ispustiti malu količinu žućkastog plina. Lovorike su pripale Henriju Moissanu. Francuz je za svoje otkriće dobio Nobelovu nagradu. Izdata je 1906. godine.
Moissan je koristio metodu elektrolize. Kako bi izbjegao trovanje parama, kemičar je izveo reakciju u čeličnom elektrifikatoru. Ovaj uređaj se koristi i danas. Sadrži kiselo kalijev fluorid.
Proces se odvija na temperaturi od 100 stupnjeva Celzijusa. Katoda je izrađena od čelika. Anoda u instalaciji je ugljik. Važno je održavati nepropusnost sustava, jer para fluora otrovan.
Laboratoriji kupuju posebne čepove za nepropusnost. Njihov sastav: kalcij fluor. Laboratorijski postav sastoji se od dvije bakrene posude. Prvi je ispunjen talinom, uranjajući drugi u njega. Unutarnja posuda ima rupu na dnu. Kroz njega prolazi anoda od nikla.
Katoda se postavlja u prvu posudu. Cijevi se protežu iz uređaja. Vodik se oslobađa iz jedne, fluor se oslobađa iz druge. Za održavanje nepropusnosti nisu dovoljni sami čepovi i kalcijev fluorid. Trebate i podmazivanje. Njegovu ulogu igra glicerin ili oksid.
Laboratorijska metoda za dobivanje 9. elementa koristi se samo za edukativne demonstracije. Tehnologija nema praktičnu primjenu. Međutim, njegovo postojanje dokazuje da je moguće bez elektrolize. Međutim, to nije potrebno.
Cijena fluora
Fluor kao takav je besplatan. Cijene su već određene za proizvode koji sadrže 9. element periodnog sustava. Paste za zube, na primjer, obično koštaju od 40 do 350 rubalja. Lijekovi su također jeftini i skupi. Sve ovisi o proizvođaču i dostupnosti sličnih proizvoda drugih tvrtki na tržištu.
Što se tiče cijene fluora za zdravlje, očito može biti visoka. Element je otrovan. Rukovanje njime zahtijeva oprez. Fluorid može biti koristan, pa čak i izliječiti.
Ali za to morate znati mnogo o tvari, predvidjeti njezino ponašanje i, naravno, konzultirati se sa stručnjacima. Fluor je na 13. mjestu po zastupljenosti na Zemlji. Sam broj, nazvan vražja desetka, tjera vas da budete oprezni s elementom.
(prema zastarjeloj klasifikaciji - element glavne podskupine VII skupine), druga perioda, s atomskim brojem 9. Označava se simbolom F (lat. Fluorum). Fluor je izrazito reaktivan nemetal i najjači oksidans; najlakši je element iz skupine halogena. Jednostavna tvar fluor (CAS broj: 7782-41-4) u normalnim je uvjetima dvoatomni plin (formula F 2) blijedožute boje s oštrim mirisom koji podsjeća na ozon ili klor. Vrlo otrovno.
Priča
Prvi spoj fluora - fluorit (fluorit) CaF 2 - opisan je krajem 15. stoljeća pod nazivom "fluor". Godine 1771. Karl Scheele dobio je fluorovodičnu kiselinu.
Kao jedan od atoma fluorovodične kiseline, element fluor je predviđen 1810. godine, a izolirao ga je u svom slobodnom obliku tek 76 godina kasnije Henri Moissan 1886. elektrolizom tekućeg bezvodnog fluorovodika koji je sadržavao primjesu kiselog kalijevog fluorida KHF 2.
porijeklo imena
Naziv "fluor" (od starogrčkog φθόρος - uništenje), koji je predložio Andre Ampère 1810., koristi se u ruskom i nekim drugim jezicima; u mnogim zemljama usvojeni su nazivi koji su izvedeni iz latinskog "fluorum" (što pak dolazi od fluere - "teći", prema svojstvu spoja fluora, fluorita (CaF 2), da smanjuje taljenje točka rude i povećati fluidnost taline).
Priznanica
Industrijska metoda dobivanja fluora uključuje ekstrakciju i obogaćivanje fluoritnih ruda, razgradnju njihovog koncentrata sumpornom kiselinom uz stvaranje bezvodnog HF i njegovu elektrolitičku razgradnju.
Za dobivanje fluora u laboratoriju koristi se razgradnja pojedinih spojeva, no svi oni nisu u prirodi u dovoljnim količinama i dobivaju se korištenjem slobodnog fluora.
Fizička svojstva
Blijedo žuti plin, u niskim koncentracijama mirisa podsjeća i na ozon i na klor, vrlo je agresivan i otrovan.
Fluor ima abnormalno nisko vrelište (talište). To je zbog činjenice da fluor nema d-podrazinu i ne može formirati jedno-i-pol veze, za razliku od drugih halogena (višestrukost veze u drugim halogenima je približno 1,1).
Kemijska svojstva
Najaktivniji nemetal, burno djeluje s gotovo svim tvarima osim, naravno, s fluoridima u višim oksidacijskim stanjima i rijetkim iznimkama - fluoroplastikom, a s većinom njih - sa izgaranjem i eksplozijom. Neki metali su otporni na fluor na sobnoj temperaturi zbog stvaranja gustog filma fluorida koji inhibira reakciju s fluorom - Al, Mg, Cu, Ni. Kontakt fluora s vodikom dovodi do paljenja i eksplozije čak i pri vrlo niskim temperaturama (do −252°C). Čak i voda i platina gore u atmosferi fluora:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Reakcije u kojima je fluor formalno redukcijsko sredstvo uključuju reakcije razgradnje viših fluorida, na primjer:
2CoF 3 → 2CoF 2 + F 2
MnF 4 → MnF 3 + 1/2 F 2
Fluor je također sposoban oksidirati kisik u električnom pražnjenju, stvarajući kisikov fluorid OF 2 i dioksidifluorid O 2 F 2 .
U svim spojevima fluor ima oksidacijsko stanje -1. Kako bi fluor pokazao pozitivno oksidacijsko stanje, potrebno je stvaranje excimer molekula ili drugih ekstremnih uvjeta. To zahtijeva umjetnu ionizaciju atoma fluora.
Fluor ima sve značajke svojih srodnih podskupina, ali je poput osobe bez osjećaja za mjeru: sve je povećano do krajnosti, do krajnjih granica. To se prvenstveno objašnjava položajem elementa broj 9 u periodnom sustavu i njegovom elektroničkom strukturom. Njegovo mjesto u periodnom sustavu je "pol nemetalnih svojstava", gornji desni kut. Atomski model fluora: naboj jezgre 9+, dva elektrona nalaze se na unutarnjoj ljusci, sedam na vanjskoj ljusci. Svaki atom uvijek teži stabilnom stanju. Da biste to učinili, potrebno je ispuniti vanjski elektronički sloj. Atom fluora u tom smislu nije iznimka. Osmi elektron je uhvaćen i cilj je postignut - formiran je ion fluora s "zasićenom" vanjskom ljuskom.
Broj spojenih elektrona pokazuje da je negativna valencija fluora 1-; za razliku od drugih halogena, ne može pokazati pozitivnu valenciju.
Tendencija fluora da ispuni vanjski sloj elektrona do konfiguracije od osam elektrona je izuzetno jaka. Zbog toga ima izvanrednu reaktivnost i tvori spojeve s gotovo svim elementima. Nedavno je većina kemičara vjerovala, i to s dobrim razlogom, da plemeniti plinovi ne mogu tvoriti prave kemijske spojeve. Međutim, ubrzo tri od šest "osamljeničkih" elemenata nisu se mogla oduprijeti napadu iznenađujuće agresivnog fluora. Od 1962. godine dobivaju se fluoridi, a preko njih i drugi spojevi kriptona, ksenona i radona.
Vrlo je teško spriječiti reakciju fluora, ali često nije lakše ukloniti njegove atome iz spojeva. Još jedan čimbenik ovdje igra ulogu - vrlo male veličine atoma i iona fluora. Ima ih oko jedan i pol puta manje od klora, a upola manje od joda.
Očito, što su veći atomi halogena, to ih je manje smješteno oko atoma molibdena. Najveća moguća valencija molibdena ostvaruje se samo u kombinaciji s atomima fluora, čija mala veličina omogućuje da se molekula "upakira" najčvršće.
Atomi fluora imaju vrlo visoku elektronegativnost, tj. sposobnost privlačenja elektrona: u interakciji s kisikom fluor stvara spojeve u kojima je kisik pozitivno nabijen. Vruća voda izgara u struji fluora stvarajući kisik. Nije li to izniman slučaj? Pokazalo se odjednom da kisik nije uzrok, već posljedica izgaranja.
Ne samo voda, već i drugi obično nezapaljivi materijali, kao što su azbest, cigla i mnogi metali, mogu se zapaliti u struji fluora. Brom, jod, sumpor, selen, telur, fosfor, arsen, antimon, silicij, ugljen spontano se zapale u fluoru čak i pri običnim temperaturama, a uz lagano zagrijavanje ista sudbina zadesi i plemenite metale platine, poznate po svojoj kemijskoj pasivnosti.
Stoga sam naziv fluor ne čudi. U prijevodu s grčkog, ova riječ znači "uništavanje".
Fluor ili fluor?
Fluor - destruktivan - iznenađujuće prikladan naziv. Međutim, drugi naziv za element br. 9 je češći u inozemstvu - fluor, što na latinskom znači "tekućina".
Ovaj naziv nije prikladniji za fluor, već za neke njegove spojeve i potječe od fluorita ili fluorita - prvog spoja fluora koji je čovjek koristio. Očigledno, čak iu davna vremena ljudi su znali za sposobnost ovog minerala da smanji talište ruda i metalurške troske, ali, naravno, nisu znali njegov sastav. Glavna komponenta ovog minerala, kemičarima još nepoznatog elementa, zvala se fluor.
Ovo je ime toliko ukorijenjeno u umovima znanstvenika da logički opravdani prijedlog za preimenovanje elementa, iznijet 1816., nije naišao na podršku. Ali tijekom tih godina došlo je do intenzivirane potrage za fluorom; već je bilo prikupljeno mnogo eksperimentalnih podataka koji su potvrdili razorne sposobnosti fluora i njegovih spojeva. A autori prijedloga nisu bili bilo tko, već najveći znanstvenici tog vremena Andre Ampère i Humphry Davy. Pa ipak, fluor je ostao fluor.
Žrtve? - Ne, junaci
Prvi spomen fluora i fluorita datira iz 15. stoljeća.
Početkom 18.st. otkrivena je fluorovodična kiselina - vodena otopina fluorovodika, a 1780. godine slavni švedski kemičar Karl Wilhelm Scheele prvi je sugerirao da ova kiselina sadrži novi aktivni element. Međutim, da potvrde Scheeleovu pretpostavku i izoliraju fluor (ili fluor), kemičarima je trebalo više od 100 godina, cijelo stoljeće napornog rada mnogih znanstvenika iz različitih zemalja.
Danas znamo da je fluor vrlo otrovan i da rad s njim i njegovim spojevima zahtijeva veliki oprez i promišljene mjere zaštite. Otkrivači fluora o tome su mogli samo nagađati, ali ni tada ne uvijek. Stoga je povijest otkrića fluora povezana s imenima mnogih heroja znanosti. Engleski kemičari braća Thomas i George Knox pokušali su dobiti fluor iz fluorida srebra i olova. Eksperimenti su završili tragično: Georg Knox je ostao onesposobljen, Thomas je umro. Ista je sudbina zadesila D. Nicklesa i P. Layeta. Izvanredan kemičar 19. stoljeća. Humphry Davy, tvorac vodikove teorije kiselina, čovjek koji je prvi dobio natrij, kalij, magnezij, kalcij, stroncij i barij, koji je dokazao elementarnu prirodu klora, nije uspio riješiti problem dobivanja svedestruktivnog elementa. . Tijekom tih pokusa bio je otrovan i teško se razbolio. J. Gay-Lussac i L. Tenard izgubili su zdravlje bez postizanja ohrabrujućih rezultata.
Uspješniji su bili A. Lavoisier, M. Faraday, E. Fremy. Fluor ih je “poštedio”, ali ni oni nisu bili uspješni. Godine 1834. Faraday je mislio da je konačno uspio dobiti neuhvatljivi plin. Ali ubrzo je bio prisiljen priznati: “Nisam mogao dobiti fluor. Moje su pretpostavke, podvrgnute strogoj analizi, padale jedna za drugom...” 50 (!) godina ovaj div znanosti pokušavao je riješiti problem dobivanja fluora, ali ga nikako nije uspio prevladati.
Neuspjesi su mučili znanstvenike, ali je svakim novim pokusom jačalo povjerenje u postojanje i mogućnost izolacije fluora. Temeljio se na brojnim analogijama u ponašanju i svojstvima spojeva fluora sa spojevima već poznatih halogena - klora, broma i joda.
Bilo je nekih uspjeha na tom putu. Fremy je, pokušavajući elektrolizom izdvojiti fluor iz fluorida, pronašao način za proizvodnju bezvodnog fluorovodika. Svako iskustvo, čak i ono neuspješno, nadopunilo je bazu znanja o nevjerojatnom elementu i približilo dan njegovog otkrića. I ovaj dan je došao. 26. lipnja 1886. francuski kemičar Henri Moissan elektrolizirao je bezvodni fluorovodik. Na temperaturi od -23°C dobio je na anodi novu, izrazito reaktivnu plinovitu tvar. Moissan je uspio skupiti nekoliko mjehurića plina. Bio je to fluor!
Moissan je svoje otkriće prijavio Pariškoj akademiji. Odmah je stvorena komisija koja je za nekoliko dana trebala stići u Moissanov laboratorij da sve vidi vlastitim očima. Moissan se pažljivo pripremao za ponovni eksperiment. On je izvorni fluorovodik podvrgnuo dodatnom pročišćavanju i... visoka komisija nije vidjela fluor. Eksperiment nije reproduciran; elektroliza s oslobađanjem fluora nije uočena! Skandal?!
Ali Moissan je uspio pronaći razlog. Pokazalo se da samo male količine kalijevog fluorida sadržane u vodikovom fluoridu čine vodičem električne energije. Upotreba fluorovodika u prvom eksperimentu bez dodatnog pročišćavanja osigurala je uspjeh: bilo je nečistoća - došlo je do elektrolize. Pažljiva priprema drugog eksperimenta bila je razlog neuspjeha.
Ipak, sreća je svakako bila na strani Moissana. Ubrzo je uspio pronaći jeftin i pouzdan materijal za uređaje u kojima se proizvodi fluor. Ovaj problem nije bio ništa manje težak od dobivanja neposlušnog elementa. Vodikov fluorid i fluor uništili su svu opremu. Davy je testirao i posude od kristalnog sumpora, ugljena, srebra i platine, no svi su ti materijali uništeni tijekom elektrolize fluorovih spojeva.
Moissan je dobio prve grame fluora u platinskom elektrolizeru s elektrodama od legure iridija i platine. Unatoč niskoj temperaturi na kojoj je eksperiment izveden, svaki gram fluora “uništio” je 5-6 g platine.
Moissan je platinastu posudu zamijenio bakrenom. Naravno, i bakar je podložan djelovanju fluora, ali kao što je aluminij zaštićen od zraka oksidnim filmom, tako je i bakar bio “skriven” od fluora iza filma bakrenog fluorida koji mu je bio neodoljiv.
Elektroliza je još uvijek praktički jedina metoda za proizvodnju fluora. Od 1919. bifluoridne taline se koriste kao elektrolit. Materijali modernih elektrolizera i elektroda su bakar, nikal, čelik, grafit. Sve je to višestruko pojeftinilo proizvodnju elementa br. 9 i omogućilo njegovu proizvodnju u industrijskim razmjerima. Međutim, princip dobivanja fluora ostao je isti kao onaj koji su predložili Davy i Faraday, a prvi ga je primijenio Moissan.
Fluor i mnogi njegovi spojevi nisu samo od velikog teorijskog interesa, već nalaze i široku praktičnu primjenu. Spojeva fluora ima jako puno, njihova je upotreba toliko raznolika i opsežna da ni 100 stranica ne bi bilo dovoljno da se ispriča o svemu zanimljivom što je povezano s ovim elementom. Stoga ćete u našoj priči pronaći samo najzanimljivije fluoridne spojeve koji su se čvrsto udomaćili u našoj industriji, u našim životima, svakodnevnom životu pa čak i u našoj umjetnosti – spojeve bez kojih je (ovo se može reći bez pretjerivanja) napredak. nezamislivo.
Fluor hidrid i... voda
Što mogu imati zajedničkog svedestruktivni fluor i "mirna" poznata voda? Reklo bi se - ništa. Ali čuvajmo se ishitrenih zaključaka. Uostalom, voda se može smatrati kisikovim hidridom, a fluorovodična kiselina HF nije ništa više od fluorhidrida. Dakle, imamo posla s najbližim kemijskim "rođacima" - hidridima dva jaka oksidirajuća sredstva.
Poznati su hidridi svih halogena. Svojstva im se prirodno mijenjaju, ali fluorovodik je u mnogočemu bliži vodi nego ostalim halogenovodicima. Usporedite dielektrične konstante: za HF i H 2 O one su vrlo bliske (83,5 i 80), dok je za bromove, jodne i klorove hidride ova karakteristika znatno niža (samo 2,9 - 4,6). Vrelište HF je +19°C, dok HI, HBr i HCl prelaze u plinovito stanje već na temperaturama ispod nule.
Jedan od prirodnih spojeva fluora, mineral kriolit, naziva se led koji se ne topi. Doista, ogromni kristali kriolita vrlo su slični ledenim blokovima.
Jedna od priča pisca znanstvene fantastike I. A. Efremova opisuje susret u svemiru sa stanovnicima planeta na kojem fluor, a ne kisik, sudjeluje u svim vitalnim oksidativnim procesima. Ako takav planet postoji, onda nema sumnje da njegovi stanovnici gase svoju žeđ... fluorovodikom.
Na Zemlji vodikov fluorid služi u druge svrhe
Davne 1670. godine nürnberški umjetnik Schwangard pomiješao je fluorit sa sumpornom kiselinom i tom mješavinom nanosio crteže na staklo. Schwangard nije znao da komponente njegove smjese reagiraju jedna s drugom, već je "izvukao" produkt reakcije. To nije spriječilo provedbu Schwangardovog otkrića. Koriste ga i danas. Na staklenu posudu nanese se tanak sloj parafina. Umjetnik slika preko ovog sloja, a zatim uranja posudu u otopinu fluorovodične kiseline. Na onim mjestima gdje je uklonjen parafinski "oklop", neranjiv na fluorovodik, kiselina nagriza staklo, a dizajn je zauvijek utisnut na njemu. Ovo je najstarija upotreba fluorovodika, ali nipošto jedina.
Dovoljno je reći da je manje od 20 godina nakon stvaranja prvih industrijskih postrojenja za proizvodnju fluorovodika njegova godišnja proizvodnja u SAD-u dosegla 125 tisuća tona stakla, hrane, nafte, nuklearne, metalurške, kemijske, zrakoplovne, papirne - ovo nije potpuni popis onih industrija u kojima se fluorovodik najviše koristi. Vodikov fluorid može promijeniti brzinu mnogih reakcija i koristi se kao katalizator za široku paletu kemijskih transformacija. Jedan od glavnih trendova u modernoj kemiji je provođenje reakcija u nevodenim medijima. Vodikov fluorid postao je najzanimljivije i već široko korišteno nevodeno otapalo.
Fluorovodik je vrlo agresivan i opasan reagens, ali nezamjenjiv u mnogim granama moderne industrije. Stoga su metode rukovanja njime toliko poboljšane da je za kompetentnog kemičara našeg vremena fluorovodik postao gotovo jednako siguran kao i za stanovnike nepoznatog planeta s fluorom.
Umjetno dodavanje fluora u vodu na mjestima gdje je utvrđen njegov nedostatak dovodi do eliminacije novih slučajeva bolesti i smanjenja karijesa kod bolesnih ljudi. Odmah rezervirajmo - veliki višak fluora u vodi uzrokuje akutnu bolest - fluorozu (pjegavu caklinu). Vječna dilema medicine: velike doze su otrov, male doze su lijek.
U mnogim mjestima izgrađena su postrojenja za umjetno fluoriranje vode. Posebno je učinkovita ova metoda prevencije karijesa kod djece. Stoga se u nekim zemljama dodaju spojevi fluora (u iznimno malim dozama). mlijeko.
Postoji pretpostavka da je fluor neophodan za razvoj žive stanice i da se, zajedno s fosforom, nalazi u životinjskim i biljnim tkivima.
Fluor se široko koristi u sintezi raznih lijekova. Organofluorni spojevi uspješno se koriste u liječenju bolesti štitnjače, posebice Gravesove bolesti, kroničnih oblika dijabetesa, bronhijalnih i reumatskih bolesti, glaukoma i raka. Korisni su i za prevenciju i liječenje malarije te su dobar lijek protiv streptokoknih i stafilokoknih infekcija. Neki organofluorirani lijekovi pouzdani su lijekovi protiv bolova.
Fluor i život - upravo je ovaj dio kemije fluora vrijedan najvećeg razvoja, a budućnost leži u njemu. Fluorid i smrt? Moguće je i potrebno raditi na ovom području, ali kako bi se dobile ne smrtonosne otrovne tvari, već različiti lijekovi za borbu protiv glodavaca i drugih poljoprivrednih štetočina. Primjeri takvih primjena uključuju monofluoroctenu kiselinu i natrijev fluoracetat.
Kako je lijepo po vrućem ljetnom danu iz hladnjaka izvaditi bocu ledeno hladne mineralne vode...
U većini hladnjaka - industrijskih i kućanskih - rashladno sredstvo, tvar koja stvara hladnoću, je organofluorna tekućina - freon.
Freoni se dobivaju zamjenom atoma vodika u molekulama najjednostavnijih organskih spojeva fluorom ili fluorom i klorom. Najjednostavniji ugljikovodik je metan CH4. Ako su svi atomi vodika u metanu zamijenjeni fluorom, tada nastaje tetrafluorometan CF 4 (freon-14), a ako su samo dva atoma vodika zamijenjena fluorom, a druga dva klorom, tada nastaje difluorodiklormetan CF 2 Cl 2 (freon -12).
Kućni hladnjaci obično koriste Freon-12. To je bezbojan, u vodi netopljiv i nezapaljiv plin s mirisom sličnim eteru. Freoni 11 i 12 također rade u klimatizacijskim jedinicama. Na "ljestvici štetnosti" sastavljenoj za sva korištena rashladna sredstva, freoni zauzimaju posljednja mjesta. Čak su bezopasniji od "suhog leda" - čvrstog ugljičnog dioksida.
Freoni su izuzetno stabilni i kemijski inertni. Ovdje se, kao iu slučaju fluoroplastike, suočavamo s istim nevjerojatnim fenomenom: uz pomoć najaktivnijeg elementa - fluora - moguće je dobiti kemijski vrlo pasivne tvari. Posebno su otporni na djelovanje oksidirajućih sredstava, što i ne čudi - uostalom, njihovi ugljikovi atomi su u najvišem stupnju oksidacije. Stoga fluorougljici (a posebno freoni) ne izgaraju čak ni u atmosferi čistog kisika. S jakim zagrijavanjem dolazi do destrukcije - raspadanja molekula, ali ne i njihove oksidacije. Ova svojstva omogućuju upotrebu freona u nizu drugih slučajeva: koriste se kao zaustavljači plamena, inertna otapala i međuproizvodi za proizvodnju plastike i maziva.
Danas su poznate tisuće organofluornih spojeva raznih vrsta. Mnogi od njih koriste se u najvažnijim granama moderne tehnologije. U freonima, fluor radi za "hladnu industriju", ali uz njegovu pomoć moguće je postići vrlo visoke temperature. Usporedite ove brojke: temperatura plamena kisik-vodik je 2800°C, plamena kisik-acetilen je 3500°C, a kada vodik izgara u fluoru, razvija se temperatura od 3700°C. Ova je reakcija već našla praktičnu primjenu u hidrofluoridnim plamenicima za rezanje metala. Osim toga, poznati su plamenici koji rade na fluorokloride (spojevi fluora i klora), kao i na mješavinu dušikovog trifluorida i vodika. Potonja mješavina je posebno prikladna, budući da dušikov trifluorid ne uzrokuje koroziju opreme. Naravno, u svim tim reakcijama fluor i njegovi spojevi igraju ulogu oksidacijskog sredstva. Također se mogu koristiti kao oksidans u mlaznim motorima na tekućinu. Puno toga govori u prilog reakcije koja uključuje fluor i njegove spojeve. Razvija se viša temperatura, što znači da će tlak u komori za izgaranje biti veći, a potisak mlaznog motora će se povećati. Kao rezultat takvih reakcija ne nastaju čvrsti produkti izgaranja, što znači da u ovom slučaju također nema opasnosti od začepljenja mlaznica i puknuća motora.
Ali fluor, kao komponenta raketnog goriva, ima niz velikih nedostataka. Vrlo je toksičan, korozivan i ima vrlo nisko vrelište. Teže ga je održavati kao tekućinu od drugih plinova. Stoga su ovdje prihvatljiviji spojevi fluora s kisikom i halogenima.
Neki od ovih spojeva nisu inferiorni u odnosu na tekući fluor u svojim oksidacijskim svojstvima, ali imaju veliku prednost: pod normalnim uvjetima oni su ili tekućine ili lako ukapljeni plinovi.